Fe + Cl2 → FeCl3

\[Fe + Cl_2 \to FeCl_3\]

Cân bằng phản ứng:\[2Fe + 3Cl_2 \to 2FeCl_3\]

Điều kiện phản ứng

Phản ứng giữa Fe + Cl2 xảy ra ở nhiệt độ cao khoảng 250 độ C.

Nguyên Lý Phản Ứng

Loại phản ứng: Oxi hóa – khử.

Cơ chế phản ứng:

Trong phản ứng này, sắt kim loại (Fe⁰) bị oxi hóa thành ion Fe³⁺, trong khi phân tử Cl₂ bị khử thành ion Cl⁻. Phản ứng này là một quá trình oxi hóa – khử điển hình, trong đó electron di chuyển từ mạng kim loại của Fe sang phân tử Cl₂.

Hai nửa phản ứng riêng biệt có thể viết như sau:

Phương trình electron:

Quá trình oxi hóa (tại bề mặt sắt): Fe → Fe³⁺ + 3e⁻ (Fe mất 3e⁻).

Quá trình khử (tại bề mặt tiếp xúc): Cl₂ + 2e⁻ → 2Cl⁻ (Cl₂ nhận 2e⁻).

Tổng quát: 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃.

Phương trình ion rút gọn:

\[2F{e^{2 + }} + C{l_2} \to 2F{e^{3 + }} + 2C{l^ – }\]

Sự phối hợp hai nửa phản ứng này dẫn đến sự hình thành muối FeCl₃, một hợp chất ion bền trong môi trường rắn hoặc dung dịch.

Cách Thực Hiện Phản Ứng

Chuẩn bị:

Fe: dải hoặc vụn sắt tinh khiết.

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:

1. Chuẩn bị mẫu: làm sạch bề mặt sắt (loại bỏ gỉ và dầu) trong tủ găng; để khô.
2. Sấy và xả khí: đặt mẫu vào ống phản ứng, xả bằng khí trơ để loại O₂/ẩm; làm khô hệ.
3. Nạp Cl₂: đưa dòng khí Cl₂ pha loãng (ví dụ Cl₂ trong N₂ theo tỉ lệ an toàn) qua ống chứa mẫu ở lưu lượng kiểm soát. Bắt đầu ở nhiệt độ phòng; nếu cần, gia nhiệt từ từ để tăng tốc phản ứng.
4. Quan sát và thu sản phẩm: theo dõi sự thay đổi màu sắc, cân mẫu theo chu kỳ để ước lượng mức chlorination; khi đạt mong muốn, ngắt Cl₂, xả hệ bằng N₂ để đưa sản phẩm về điều kiện an toàn.
5. Làm việc hậu xử lý: nếu sản phẩm cần được thu trong dạng rắn khô, hạn chế hấp thụ ẩm; nếu là dung dịch, hòa tan trong lượng nước thích hợp để phân tích.

Lưu ý:

• Clo là khí độc, ăn mòn và có thể gây tổn hại hệ hô hấp; phải làm việc trong hệ tủ hút; đường ống dẫn phải chịu axit; có kế hoạch ứng phó rò rỉ.
• FeCl₃ là tác nhân ăn mòn, hút ẩm và thủy phân tạo HCl nên cần PPE, rửa mắt, và phòng rửa khẩn cấp.
• Không thải trực tiếp Cl₂ hoặc FeCl₃ vào môi trường; trung hòa và xử lý theo quy định chất thải nguy hại.
• Tránh dùng quá nhiều Cl₂ để không tạo sản phẩm phụ (như Cl⁻ tự do).

Nhận Biết Phản Ứng

Hiện tượng quan sát được:

• Mảnh kim loại tan dần, dung dịch đổi màu từ không màu sang vàng/nâu.
• Màu vàng lục của Cl₂ mất dần.

Phản ứng giữa Fe và khí Clo có thể nhận biết bằng hiện tượng thanh sắt bùng cháy trong khí clo màu vàng sẽ nhạt nhoà dần và khói có màu nâu đỏ (FeCl3) tạo thành từ từ cho đến khi khí màu vàng hết sạch thì còn toàn khí có màu nâu thôi.

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).

Khí Clo (Cl₂) – Kiến thức nâng cao

Cấu trúc phân tử và bản chất điện tử của Cl₂

Phân tử khí clo gồm hai nguyên tử Cl liên kết với nhau bằng một liên kết cộng hóa trị đơn (Cl–Cl), không phân cực, vì hai nguyên tử có cùng độ âm điện.

• Cấu hình electron lớp ngoài của Cl là 3s² 3p⁵, chỉ thiếu một electron để đạt cấu hình bền của khí hiếm.
• Khi liên kết, mỗi nguyên tử Cl chia sẻ một electron để hình thành liên kết đơn Cl–Cl, đạt cấu hình bền vững giống khí hiếm (3s² 3p⁶). Tuy vậy, do có đến ba cặp electron không liên kết (non-bonding pairs) trên mỗi nguyên tử clo, mật độ điện tử quanh Cl₂ là rất lớn, tạo nên vùng điện tử đậm đặc, dễ bị phân cực.
• Liên kết Cl–Cl khá yếu, năng lượng liên kết chỉ khoảng 242 kJ/mol, thấp hơn so với liên kết O=O (498 kJ/mol), làm cho Cl₂ dễ bị phân cắt đồng ly trong nhiều phản ứng, đặc biệt dưới ánh sáng tia tử ngoại, sinh ra hai gốc tự do Cl•.

Cơ chế gốc tự do này là nền tảng hình thành tính chất hóa học nổi bật: Clo là phi kim hoạt động mạnh, dễ thu electron (oxi hóa) các chất khác để trở thành ion Cl⁻.

Tính chất vật lý nổi bật

• Khí màu vàng lục nhạt, mùi hắc, độc hại, gây ngạt
• Nặng hơn không khí, tan được trong nước tạo “nước clo”
• Dễ hóa lỏng, điểm sôi -34°C, dễ hóa lỏng trong công nghiệp

Tính oxi hóa mạnh và cơ chế phản ứng điện tử

Phản ứng với kim loại (tạo muối halogenua)

Cơ chế phản ứng giữa Cl₂ và kim loại là phản ứng oxi hóa – khử, trong đó clo bị khử từ mức oxi hóa 0 về -1, còn kim loại bị oxi hóa từ 0 lên mức dương.

Ví dụ với natri:

Bước 1: Natri nguyên tử (Na) có electron lớp ngoài 3s¹, dễ mất 1e⁻ → Na⁺
Bước 2: Phân tử Cl₂ tách đôi liên kết Cl–Cl, mỗi nguyên tử Cl nhận 1e⁻ → Cl⁻
Phản ứng tổng: \[2Na + Cl_2 \to 2NaCl\]

Phản ứng tỏa nhiệt rất mạnh, thường gây cháy. Tương tự xảy ra với Mg, Al, Fe, v.v…

Phản ứng với hiđro (tạo HCl) – Cơ chế quang hóa

Phản ứng giữa H₂ và Cl₂ xảy ra bùng nổ dưới ánh sáng theo cơ chế chuỗi radical (gốc tự do):

Giai đoạn khởi đầu (phân cắt đồng ly – homolysis):

\[Cl_2 \to 2Cl \cdot \quad \text{(dưới tia tử ngoại)}\]

Giai đoạn lan truyền:

\[Cl \cdot + H_2 \to HCl + H\cdot\]

\[H \cdot + Cl_2 → HCl + Cl \cdot\]

Chuỗi phản ứng được duy trì do Cl• và H• là gốc tự do rất hoạt động.

Giai đoạn kết thúc:

\[Cl \cdot + Cl \cdot  \to Cl_2\]

\[H \cdot + H \cdot  \to H_2\]

\[H \cdot + Cl \cdot  \to HCl\]

Phản ứng cực kỳ mạnh, giải phóng năng lượng lớn, dễ gây cháy nổ.

Phản ứng với dung dịch kiềm – Phản ứng phân hủy không đối xứng

Tùy theo nhiệt độ và loại kiềm, Cl₂ phản ứng khác nhau.

a) Với kiềm lạnh (NaOH loãng, nhiệt độ thường):

\[Cl_2 + 2NaOH \to NaCl + NaClO + H_2O\]

Một nguyên tử clo bị khử thành NaCl, một nguyên tử bị oxi hóa thành NaClO (chứa Cl⁺).

b) Với kiềm nóng (NaOH đậm đặc, đun nóng):

\[3Cl_2 + 6NaOH \to 5NaCl + NaClO_3 + 3H_2O\]

Đây là phản ứng tự oxi hóa – khử nâng cao, Cl⁻ và Cl⁵⁺ (trong ClO₃⁻) cùng xuất hiện. Phản ứng này tạo muối clorat, dùng trong tẩy trắng, pháo hoa.

Phản ứng đặc biệt của Cl₂ với các hợp chất hữu cơ theo cơ chế gốc tự do

Khi tiếp xúc với ánh sáng hoặc nhiệt, phân tử Cl₂ phân ly thành hai gốc tự do Cl•. Đây là những phân tử có electron độc thân, rất dễ phản ứng.

Ví dụ điển hình là khi khí clo tiếp xúc với metan (CH₄) trong điều kiện có ánh sáng, chuỗi phản ứng khởi phát như sau:

\[CH_4 + \frac{x}{2}Cl_2 \xrightarrow{as} CH_{(4-x)}Cl_x + xHCl \quad (x = 1,2,3,4)\]

Bước khởi động: ánh sáng cung cấp năng lượng cho phân tử Cl₂, bẻ gãy liên kết Cl–Cl và tạo hai gốc Cl•

Bước lan truyền: một gốc Cl• tiếp xúc với phân tử CH₄, chiếm lấy một nguyên tử hydro bằng cách tạo liên kết Cl–H, đồng thời sinh ra gốc CH₃•

Gốc CH₃• vừa sinh ra sẽ tấn công một phân tử Cl₂ mới, chiếm lấy một nguyên tử clo, tạo thành CH₃Cl (metyl clorua) và tái tạo một gốc Cl•

Gốc Cl• mới lại tiếp tục chuỗi phản ứng, cho đến khi các gốc gặp nhau và phản ứng kết thúc

Phản ứng này có thể tiếp diễn, tạo ra CH₂Cl₂, CHCl₃ và CCl₄ tùy theo điều kiện. Điểm đặc biệt ở đây là khả năng tham gia vào chuỗi phản ứng tự duy trì của Cl₂ qua trung gian gốc tự do – điều mà không phải phi kim nào cũng làm được.

Tính chất tạo electrophile Cl⁺ trong xúc tác acid Lewis và vai trò đặc biệt trong phản ứng Friedel–Crafts

Cl₂ là một phân tử trung tính, nhưng khi tác dụng với acid Lewis mạnh như AlCl₃ (hoặc FeCl₃), một nguyên tử clo trong phân tử Cl₂ có thể nhường electron cho AlCl₃, tạo ra ion phức [AlCl₄]⁻ và một cation Cl⁺. Cation này là một electrophile rất mạnh, do clo ở đây mất electron, mang điện tích dương, và do đó có thể tấn công vào các vị trí giàu electron như vòng thơm.

Trong phản ứng thế điện tử aromatic kiểu Friedel–Crafts, ion Cl⁺ này đóng vai trò là tác nhân thế, thế vào vòng benzen để tạo ra clorobenzen. Cl₂ bản thân không thể tấn công trực tiếp vào vòng thơm nếu không có acid Lewis tạo ra Cl⁺. Việc Cl₂ có thể phân cực đến mức tạo ra Cl⁺ nhờ xúc tác cho thấy đây là một phân tử có tiềm năng phân cực cao, phản ứng linh hoạt.

\[Cl_2 + C_6H_6 \xrightarrow{AlCl_3/FeCl_3} C_6H_5Cl + HCl\]

Cơ chế:

• AlCl₃ là acid Lewis, nhận 1 Cl⁻ từ Cl₂, tạo cation Cl⁺
• Cl⁺ là electrophile mạnh, tấn công vòng benzen tạo vòng thơm bị thế
• Sau đó vòng hồi phục tính thơm bằng nhả 1 proton.

Phản ứng với các hợp chất khử mạnh theo cơ chế electron nội phân tử

Cl₂ có thể phản ứng mạnh với các hợp chất có khả năng cho electron như H₂S, SO₂, hoặc ion Fe²⁺. Trong những phản ứng này, clo đóng vai trò chất oxi hóa, nhận electron để chuyển thành ion Cl⁻. Một điểm đặc biệt là nhiều trong số những phản ứng này có thể xảy ra ngay trong dung dịch, không cần xúc tác hay nhiệt độ cao.

Ví dụ, khi clo tiếp xúc với khí H₂S trong nước, một nguyên tử clo nhận electron từ lưu huỳnh trong H₂S và bị khử thành ion Cl⁻, còn lưu huỳnh bị oxi hóa thành S⁰. Điểm đặc biệt là phản ứng này rất nhanh, tỏa nhiệt, và có thể xảy ra ở điều kiện thường – điều chứng tỏ tính háo electron của Cl₂ rất mạnh, so với các phi kim cùng nhóm như Br₂ hay I₂.

Ví dụ: \[H_2S + Cl_2 \to S \downarrow + 2HCl\]

\[SO_2 + Cl_2 + 2H_2O \to  H_2SO_4 + 2HCl\] Đây là các phản ứng ứng dụng trong phân tích hóa học và xử lý nước thải.

Khả năng phản ứng phân tử học đặc biệt trong môi trường nước

Một tính chất đặc trưng và đặc biệt của Cl₂ là khi hòa tan trong nước, phân tử Cl₂ không chỉ đơn thuần tan vật lý mà còn tham gia phản ứng hóa học tạo HCl và HClO. Đây là phản ứng phân tách không đối xứng, tương tự như phản ứng với kiềm nhưng xảy ra ngay trong môi trường trung tính. Một phần Cl₂ bị khử về Cl⁻ trong HCl, phần còn lại bị oxi hóa thành Cl⁺ trong HClO. Axit hypoclorơ (HClO) là một axit yếu nhưng có khả năng oxi hóa mạnh, là tác nhân sát trùng chủ lực trong nước clo.

Cơ chế phân tử có thể hình dung là một phân tử nước đóng vai trò cầu nối giữa hai nguyên tử clo, tạo môi trường phân cực và cung cấp proton để tách một nguyên tử Cl thành HCl, trong khi nhóm OH⁻ còn lại tạo liên kết với clo còn lại thành HClO.

Phân tích cơ chế phản ứng Fe + Cl₂

Phương trình tổng quát:

\[2Fe + 3{Cl}_2 \to 3{FeCl}_3\]​

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:

\[{Fe} \to {Fe}^{3+} + 3e\]

• 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 (Fe) và một chất oxi hóa (Cl₂), đi kèm với sự hình thành liên kết ion mới trong FeCl₃.

Cấu trúc và trạng thái ban đầu của các chất tham gia

Mạng tinh thể của sắt (Fe⁰)

Sắt kim loại tồn tại ở dạng mạng tinh thể lập phương tâm khối (BCC) hoặc lập phương tâm diện (FCC) tùy nhiệt độ. Mỗi nguyên tử Fe liên kết kim loại với nhiều nguyên tử lân cận thông qua đám mây electron tự do.

Chính đám mây electron phi định xứ này là yếu tố then chốt cho phản ứng oxi hóa: khi tiếp xúc với chất oxi hóa mạnh như Cl₂, electron từ bề mặt kim loại có thể được giải phóng, làm phá vỡ liên kết kim loại cục bộ và hình thành ion Fe³⁺.

Trạng thái của Cl₂

Cl₂ là phân tử phi kim, có thể:

• Bị phân ly đồng li tạo ra gốc tự do Cl• hoạt tính cao.
• Bị phân ly dị li tạo Cl⁺ và Cl⁻ trong môi trường phân cực.

Cả hai con đường đều dẫn đến việc hình thành các tác nhân oxi hóa mạnh, có thể rút electron từ Fe kim loại.

Cơ chế phản ứng chi tiết

Phản ứng Fe + Cl₂ → FeCl₃ có thể chia thành các giai đoạn chính như sau:

Giai đoạn 1: Hấp phụ và phân ly Cl₂ trên bề mặt Fe

• Phân tử Cl₂ khi đến gần bề mặt kim loại bị hấp phụ vật lý do lực van der Waals.
• Tại bề mặt kim loại, electron tự do của Fe tương tác với phân tử Cl₂, làm yếu liên kết Cl–Cl.
• Liên kết này bị phá vỡ theo hai hướng:
  1. Phân ly đồng li:

\[Cl_2 \to 2Cl^\bullet\]

Hai gốc Cl• sinh ra là các chất oxi hóa mạnh, dễ dàng nhận electron từ Fe.

• 1. Phân ly dị li (trong môi trường phân cực):

\[Cl_2 \to Cl^+ + Cl^-\]

Ion Cl⁺ hình thành đóng vai trò chất oxi hóa trực tiếp với Fe⁰.

Kết quả của giai đoạn này là sự xuất hiện các tác nhân oxi hóa hoạt động mạnh ngay tại bề mặt Fe.

Giai đoạn 2: Oxi hóa Fe⁰ thành Fe³⁺

• Electron từ lớp ngoài cùng (3d, 4s) của Fe trong mạng tinh thể bị rút đi:

\[Fe^0 \to Fe^{3+} + 3e\]

• Sự mất electron diễn ra tại bề mặt tinh thể, nơi liên kết kim loại yếu hơn so với vùng bên trong mạng.
• Sau khi mất electron, Fe³⁺ rời khỏi mạng kim loại, chấm dứt liên kết kim loại cục bộ và trở thành ion tự do sẵn sàng kết hợp với Cl⁻.

Giai đoạn 3: Khử Cl₂ thành Cl⁻ và tạo FeCl₃

• Electron giải phóng từ Fe được truyền trực tiếp cho gốc Cl• hoặc ion Cl⁺:

\[Cl_2 + 2e \to 2Cl^-\]

• Các ion Cl⁻ kết hợp với Fe³⁺ vừa sinh ra:

\[Fe^{3+} + 3Cl^- \to FeCl_3\]​

Kết quả là muối FeCl₃ bám trên bề mặt kim loại hoặc tan vào dung dịch (nếu có môi trường nước).

Vai trò của môi trường và yếu tố ảnh hưởng

Nhiệt độ

• Ở nhiệt độ cao, quá trình phân ly Cl₂ diễn ra dễ dàng hơn, tăng tốc độ phản ứng.
• Nhiệt độ cũng giúp ion Fe³⁺ tách khỏi bề mặt tinh thể nhanh hơn.

Dung môi hoặc môi trường khí

• Trong dung dịch nước, Fe³⁺ sẽ tạo phức [Fe(H₂O)₆]³⁺, ảnh hưởng đến tính axit và phản ứng phụ như thủy phân.
• Trong môi trường khí khan, FeCl₃ kết tinh trực tiếp từ bề mặt phản ứng.

Diện tích bề mặt Fe

• Kim loại dạng bột hoặc dạng lá mỏng phản ứng mạnh hơn do diện tích tiếp xúc lớn, giúp quá trình hấp phụ Cl₂ và tách Fe³⁺ hiệu quả hơn..

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]⁻

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.

Ứng dụng

Chất xúc tác Lewis: FeCl₃ được sử dụng rộng rãi làm xúc tác trong các phản ứng hữu cơ (ví dụ Friedel–Crafts, chuyển hóa liên hợp), tận dụng tính Lewis-acid.

Xử lý nước và kết tủa: dung dịch FeCl₃ dùng làm chất keo tụ (coagulant) trong xử lý nước thải và xử lý nước cấp.

Chế tạo và tẩy kim loại: FeCl₃ dùng làm thuốc ăn mòn/cắt kim loại mềm (etchant) đặc biệt trong công nghiệp in mạch in (PCB) để ăn mòn đồng; cũng dùng làm chất tẩy cho bề mặt.

Tiền chất trong tổng hợp vật liệu: FeCl₃ là nguồn ion Fe³⁺ trong nhiều quy trình tổng hợp phức hợp, vật liệu ferric, và trong sản xuất hóa chất vô cơ.

Ứng dụng phụ: sử dụng trong nhuộm và nhuộm cố định (mordant) trong ngành dệt, phòng thí nghiệm như thuốc thử hóa học.

Bài Tập Vận Dụng

Đề bài: Cho 11,2 g Fe phản ứng hoàn toàn với Cl₂: 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃. Tính:

a) Thể tích Cl₂ cần dùng (đktc, lít).

b) Khối lượng FeCl₃ thu được (g).

Giải:

\[M_{FeCl_3} = 56 + 3 \times 35,5 = 162,5 gram/mol\]

a) Thể tích Cl₂:

Số mol của Fe:

\[n_{FeCl_2} = \frac{11,2}{56} = 0,2 mol\]

Tỉ lệ Fe:Cl₂ = 2:3, nên:

\[n_{Cl_2} = 0,2 times \frac{3}{2}= 0,3 mol\]

Thể tích Cl₂ cần dùng:

\[V_{Cl_2}  = 0,3 \times 22,4 = 6,72 L\]

Đáp số: 6,72 L.

b) Khối lượng FeCl₃:

Tỉ lệ Fe: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.