在基本化学理论教学中，对化学平衡理论把握不准确是个较普遍的现象。像Fe(OH)₃在水中溶解度的计算就是一个很典型的例子。当在一些相当权威且有影响的教材中，出现解法有错误的例题时，其对学生的误导更是十分严重。

一、计算难溶氢氧化物溶解度的一个错误例题

为使学生了解溶度积的概念，有的教材给出了这样一个简单的有关溶度积计算的例题：Fe(OH)₃的溶度积常数在25℃时为1.1×10^－36。试计算Fe(OH)₃在饱和溶液中的摩尔溶解度[1]。

但编著者竟然把这个例题给解错了。其解题过程为(称之为解1)：

解1，已知Fe(OH)₃的溶度积K_sp= 1.1×10^－36。

由于Fe(OH)₃(s) = Fe^3＋(aq)＋ 3OH^－(aq)，因而该作者认为：1摩尔Fe(OH)₃(s)完全溶解的话，能产生1摩尔的Fe^3＋、及3摩尔的OH^－。

这样，设平衡时的[Fe^3＋]= x (mol·L^－1)、则[OH^－]= 3x(mol·L^－1)

从而有K_sp= [Fe^3＋] [OH^－]³= x·(3x)³= 1.1×10^－36。

由此可解得[Fe^3＋]= x = 4.5×10^－10(mol·L^－1)。即Fe(OH)₃(s)的摩尔溶解度为4.5×10^－10(mol·L^－1)。

以上这就是教材所给出的解题过程及答案。

看到这个结果，只要稍稍有些基本化学常识，都应该知道这个结果是有问题的。

一方面，即使没有Fe(OH)₃(s)的溶解，只是由于水的电离，也会使溶液中的[OH^－]达到1.0×10^－7(mol·L^－1)，怎么溶入Fe(OH)₃(s)后，[OH^－]不但不增加、反而要降低到差不多仅为原浓度的100%呢(4.5×10^－10×3 =1.35×10^－9＜1.0×10^－7)？

另一方面，只要看到溶液中的[OH^－]小于1.0×10^－7，就应该马上反应出来“该溶液为酸性”。在本来为中性的水中加一些弱碱，水溶液怎么反而变成酸性了呢？

解题的结果是错的。解题的思路及方法肯定也有问题。

二、必须考虑水的电离

从上面的分析可以看出，问题出在分析与解题中没有考虑到水的电离。

水作为一个极弱极弱的电解质，在许多情况下人们确实没有必要考虑其电离对体系的影响。但当电解质也很弱、或其溶液很稀时，水的电离就会起主导作用。此时必须把水的电离平衡也同时考虑进去。

通过上面的解法一可以知道，水电离出的[OH^－]、远远大于由Fe(OH)₃(s)电离出来的[OH^－]。所以最简单的近似应该是，认为Fe(OH)₃(s)电离出来的[OH^－]微不足道，[OH^－]都是由水电离出来的。即溶液中[OH^－]始终保持为1.0×10^－7(mol·L^－1)。

这样就有如下的解法：

解2，将[OH^－]= 1.0×10^－7直接代入溶度积的表达式：

K_sp= [Fe^3＋] [OH^－]³= x·(1.0×10^－7)³= 1.1×10^－36。

解得[Fe^3＋]= x = 1.1×10^－15(mol·L^－1)。

这一结果与解1的结果有超过10⁵的差别。

但如果没有解1的数据为参考，要做出水的电离是应忽略、还是占主导地位的判断，是相当困难的。

有人想到，如果能同时把两方面都照顾到，即认为[OH^－]是由水及Fe(OH)₃(s)同时电离的结果，简单认为[OH^－] =(3x ＋ 1.0×10^－7)。

这样就有了另解法。

解3，K_sp= [Fe^3＋] [OH^－]₃= x·(3x ＋ 1.0×10^－7)³= 1.1×10^－36。

这个式子看起来不复杂，但真正要动手才知道这是个一元四次方程，没有可用的求解公式。解这个方程式是一个很艰巨的任务。

但有解法二的数据为参考，用试商法还是可以求出其解的：

[Fe^3＋] =x= 1.1×10^－15。

与解2的结果比较，可见对Fe(OH)₃(s)来说，解2的方法误差极小，使用这种近似似乎也是合理的。

以上内容有删减