第三章水化學和水污染1/13/20231目錄3-1溶液的通性3-2水的解離反應和溶液的酸堿性3-3弱電解質的解離反應3-4沉淀反應1/13/20232第一節(jié)溶液的通性1/13/20233溶液濃度的表示方法（1）質量摩爾濃度：

mb

=溶質的物質量/溶劑的質量（mol·kg-1）（2）物質的量濃度：

cb=nb/v=溶質的物質量/溶液體積（mol·dm-3）

（3）質量分數(shù)：w=m溶質/m溶液（4）摩爾分數(shù)：

xb=nb

/n總，混合物中各物質的摩爾分數(shù)之和等于1

（5）體積分數(shù)：φb=vb/v總1/13/202341溶液的蒸氣壓下降Δp(1)溶劑的蒸氣壓：h2o（l）h2o（g）液-氣平衡時蒸氣的壓力:p(h2o)稱為水的（飽和）蒸氣壓，其值受溫度影響。=p(h2o)/pky3.1非電解質溶液的通性1/13/20235(2)溶液的蒸氣壓下降溶劑的蒸氣壓為po，溶液的蒸氣壓為p。實驗表明p<po

其差值Δp=po-p

為溶液的蒸氣壓下降。適用范圍：難揮發(fā)、非電解質、稀溶液Δp

=po

·xb其規(guī)律反映于拉烏爾定律：1/13/202362溶液的沸點上升、凝固點下降(1)液體的沸點：液-氣平衡時的溫度，如：h2o（l）h2o（g）100℃時,p（h2o,l）=p(外）=101325pa(2)液體的凝固點（冰點）：固-液平衡時的溫度，如:h2o（s）h2o（l）0℃時，p（h2o,l)=610.6pa=p(h2o，s)1/13/20237(3)溶液的沸點上升和凝固點下降:

kbp、kfp

分別稱為沸點上升常數(shù)、凝固點下降常數(shù)，是僅與溶劑有關的常數(shù)。Δtbp=kbp·mbΔtfp=kfp·mb溶液的沸點上升和凝固點下降可以由水、水溶液、冰的蒸氣壓曲線予以說明：1/13/20238溶液的蒸汽壓總是低于溶劑為使溶液的蒸汽壓與外壓相等，必須提高溫度所提高的溫度就是沸點上升為使溶液的蒸氣壓與固相的相同必須降低溫度所降低的溫度就是凝固點下降1/13/202393溶液的滲透壓半透膜：僅允許溶劑分子而不允許溶質分子通過的薄膜。滲透壓：被半透膜隔開的溶液，溶劑會通過膜而進入較濃的溶液一側。濃溶液變稀，液面上升，直至滲透平衡。1/13/202310濃溶液一側由于液面升高而增加的壓力即為滲透壓Π

。范特霍夫公式：或Π=cbrt

Πv=nbrt

1/13/202311反滲透：在濃溶液一側增加較大的壓力可使溶劑進入稀溶液（或溶劑）。依此可實現(xiàn)溶液的濃縮和海水的淡化。p

滲透反滲透1/13/2023124依數(shù)定律（稀溶液定律）難揮發(fā)、非電解質、稀溶液的蒸汽壓下降、沸點上升、凝固點下降、滲透壓是與一定量溶劑中溶質的物質的量成正比。即與溶質的粒子數(shù)成正比。按此定律可以計算相對分子質量；可以計算稀溶液的tbp、tfp；可以近似判斷一般溶液的p、tbp、tfp、Π的相對高低。1/13/202313解：溶液的凝固點決定于：溶劑（kfp）和粒子（分子或離子）濃度。糖為非電解質，不解離；醋酸為弱電解質，部分解離；氯化鈉為強電解質，100%解離。各溶液中實際粒子濃度bnacl

>

bhac

>

b糖，

bb越大，tfp越低。因此,凝固點由高到低的順序是(1)>(2)>(3)例題1：下列溶液凝固點的高低順序：

⑴

0.1mol.kg-1糖的水溶液;⑵

0.1mol.kg-1醋酸的水溶液；⑶

0.1mol.kg-1氯化鈉的水溶液；1/13/2023145、應用1.通過溶液的p、tbp、tfp、Π:測定高分子化合物的分子量;2.應用凝固點下降原理:汽車水箱防凍劑;北方冬季消雪劑(除雪劑)

3.金屬加工過程:熱處理、鹽?。ǚ乐菇饘傺趸撎迹?4.利用滲透壓原理在醫(yī)學上的應用:靜脈注射、等滲溶液;5.利用反滲透原理:溶液的濃縮、海水淡化、水處理。1/13/202315小結：本節(jié)主要介紹了難揮發(fā)的非電解質的稀溶液的通性（依數(shù)性定理）。熟悉溶液濃度的表示方法；重點掌握溶液的蒸氣壓下降；著重理解滲透壓中半透膜的作用；了解溶液的通性在實際中的應用。練習：p1574作業(yè)：p1576

1/13/202316第二節(jié)水的解離反應和溶液的酸堿性1/13/2023173-2-1酸堿理論酸堿電離理論阿侖尼烏斯酸堿理論認為：酸是在水溶液中產(chǎn)生的陽離子只是h+的化合物；堿是在水溶液中產(chǎn)生的陰離子只是oh-的化合物；酸堿的相對強弱可根據(jù)在水溶液中解離的h+和oh-程度來衡量1/13/202318阿侖尼烏斯

●酸堿反應的實質是

h++oh-=h2o（2）優(yōu)缺點：

arrhenius電離理論簡單，是第一個電解質溶液理論，對溶液理論的發(fā)展具有重要作用；缺點是把酸堿的概念局限于水溶液系統(tǒng)內，難于解釋非水系統(tǒng)進行的反應。例如，

nh3與hcl在氣相或者在苯中反應也生成nh4cl，電離理論就不能解釋。

1/13/202319(1923年，丹麥j.n.br?nsted

和英國lowry提出)布朗斯特酸堿的質子理論（1）要點●反應中任何能給出質子的分子或離子，即質子給予體叫做酸.●反應中任何能接受質子的分子或離子，即質子接受體叫做堿.●酸堿反應是質子由質子給予體向質子接受體的轉移過程.1/13/202320（2）質子理論的特點

▲該定義不涉及發(fā)生質子轉移的環(huán)境，故而在氣相和任何溶劑中均通用.▲質子理論中無鹽的概念，電離理論中的鹽，在質子理論中都是離子酸或離子堿，如nh4cl中的nh4+是離子酸，cl－是離子堿.▲得失質子的物質組成共軛酸堿對

hb=h++b-

酸＝質子+共軛堿

酸?h++堿例：hac的共軛堿是ac-，

ac-的共軛酸是hac，

hac和ac-為一對共軛酸堿。1/13/202321

⑴酸堿可以是分子、陰離子、陽離子，如ac-是離子堿，是離子酸；

（2）

酸堿反應的實質：

兩個共軛酸堿對之間的質子傳遞。h+1/13/2023221923年，lewis提出（1）理論要點：凡可以接受電子對的分子、原子團、離子為酸（electronpairacceptor）；凡可以給出電子對的物質為堿（electronpairdonor）。酸堿電子理論1/13/2023233-2-2水的解離反應和溶液的酸堿性水的解離反應純水或稀溶液中

h2o(l)→h+(aq)+oh-(aq){c(h+)/c

}{c(oh-)/c

}=kw

kw——水的離子積kw(298.15k)=1.0×10-14kw與溫度有關。1/13/202324溶液的酸堿性和ph溶液的酸堿性>7=7<7ph值1.0×10-141.0×10-141.0×10-14kw=c(h+)·c(oh-)>1.0×10-71.0×10-7<1.0×10-7c(oh-)/mol·l-1<1.0×10-71.0×10-7>1.0×10-7c(h+)/mol·l-1堿性中性酸性溶液酸堿性[c(h+)/c

][c(oh-)/c

]=kw

ph=-lg[c(h+)/c

]poh=-lg[c(oh-)/c

]ph=pkw-poh=14-poh1/13/202325例１0.10mol·l-1hac溶液中,c(h+)=1.34×10-3mol·l-1例20.10mol·l-1nh3·h2o溶液中,c(oh-)=1.32×10-3mol·l-1

ph值越大，溶液酸性越弱，堿性越強。ph=-lg[c(h+)/c]=-lg[1.34×10-3]=2.87ph=14-poh=14-lg[c(oh-)/c]=14-lg(1.32×10-3)=11.121/13/202326酸堿指示劑能在一定ph范圍內保持一定顏色的某些有機弱酸或弱堿。甲基橙

紅←

橙→

黃3.1~4.4石蕊紅←5.0紫

8.0→藍

酚酞

無色←

粉紅

→紅8.010.0ph試紙在不同的ph溶液中顯不同的顏色1/13/202327第三節(jié)弱電解質的解離反應1/13/2023283-3-1解離平衡和解離常數(shù)一元弱酸ha(aq)h+(aq)+a-(aq)弱電解質在水溶液中部分解離，存在解離平衡。[c(h+)/c][c(a-)/c][c(ha)/c]ki

(ha)=c(h+)·c(a-)

c(ha)簡化為ki

(ha)=解離平衡ki

——標準解離常數(shù)ka、kb——分別表示弱酸、弱堿標準解離常數(shù)1/13/202329ki

越小,弱電解質解離越困難，電解質越弱。弱電解質：一般ki

≦10-4

中強電解質：ki=10-2~10-3解離常數(shù)ki

可表示弱電解質解離程度大小。ki

與濃度無關，與溫度有關。由于溫度對ki

影響不大，一般可不考慮其影響。1/13/2023303-3-2解離度和稀釋定律解離度解離部分弱電解質濃度未解離前弱電解質濃度解離度(α)＝×100%

解離度可表示弱電解質解離程度的大小在溫度、濃度相同條件下,

α越小，電解質越弱。1/13/202331稀釋定律一元弱酸ha(aq)h+(aq)+a-(aq)α＝

c(h+)c(ha)[c(h+)/c][c(a-)/c][c(ha)/c]ka(ha)==()

α2c1-α

cki

≈()α2cc

kic/cα≈若α很小時,1-α≈1ki

與α都能說明弱電解質的解離程度；但α與c有關，ki

與c無關。1/13/2023323-3-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算若ki

?kw

,c(mol·l-1)不很小,可忽略水的解離。一元弱酸溶液中c(h+)的計算一元弱電解質溶液中離子濃度的計算一元弱酸hah++a-若α很小時,c(h+)?c,c-c(h+)≈cka≈≈

[c(h+)/c]2c2(h+)[c-c(h+)]/c

c·cc(h+)≈(c·c

)ka

ph=-lg=[pka+p()]c(h+)1cc

2c1/13/2023333-3-3弱酸或弱堿溶液中離子濃度計算一元弱堿溶液中c(h+)的計算c(oh-)cpoh=-lg一元弱堿bohb++oh-同理c(oh-)≈(c·c

)kb

c(oh-)cph=14＋lg1/13/202334例計算0.100mol·l-1氨水溶液中的c(oh-)、ph和氨水的解離度。解：nh3·h2onh4++oh-平衡濃度/(mol·l-1)0.100-xxx[c(nh4+)/c][c(oh-)/c]x·x

[c(boh)/c]0.100-xkb===1.8×10-50.100-x≈0.100

則x=1.34×10-3

c(oh-)=1.34×10-3

mol·l-1

kw

1.0×10-14c(oh-)1.34×10-3

c(h+)==mol·l-1=7.5×10-12

mol·l-11/13/202335例計算0.100mol·l-1氨水溶液中的c(oh-)、ph和氨水的解離度。ph=-lg(7.5×10-12)=11.12cα

1.34×10-3c0.100α=×100%=×100%=1.34%

1/13/2023363-3-4多元弱酸的分步解離多元弱酸在水溶液中分步解離如h2sh++hs-

hs-h++s2-ka(1)==9.1×10-8[c(h+)/c][c(hs-)/c][c(h2s)/c]ka(2)==1.1×10-12[c(h+)/c][c(s2-)/c][c(hs-)/c]h2s溶液中的c(h+)主要決定于第一步解離的h+，即c(h+)≈c(hs-)多元弱酸的強弱主要取決于ki(1)1/13/202337例已知常溫、常壓下h2s的溶解度為0.10mol·l-1，計算h2s飽和溶液中c(h+)、c(s2-)和h2s的解離度。解：h2sh++hs-平衡濃度/(mol·l-1)0.10-xxxka(1)===9.1×10-8[c(h+)/c][c(hs-)/c]x·x[c(h2s)/c]0.1-x0.10-x≈0.10x=9.54×10-5c(h+)=9.54×10-5mol·l-11/13/202338解：h2sh++hs-平衡濃度/(mol·l-1)0.10-xxx因為ka(2)?ka(1)所以c(hs-)≈c(h+)ka(2)==1.1×10-12[c(h+)/c][c(s2-)/c][c(hs-)/c]

kic/cα≈

9.1×10-8

0.10==0.095%c(s2-)=ka(2)c=1.1×10-12mol·l-1二元弱酸溶液中:c(a2-)≈ka(2)1/13/202339h2sh++hs-ka(1)=[c(h+)/c][c(hs-)/c][c(h2s)/c]ka(2)=[c(h+)/c][c(s2-)/c][c(hs-)/c]c(h+)與c(s2-)的關系hs-h++s2-1/13/202340c(h+)與c(s2-)的關系兩式相加h2s

2h++s2-ka=ka(1)·ka(2)[c(h+)]2[c(s2-)]c(h2s)(c)2=ka(1)·ka(2)常溫下,h2s飽和溶液中,c(h2s)=0.10mol·l-1調節(jié)h2s溶液的酸度，可控制c(s2-)。[c(h+)]2c(s2-)=1.01×10-22(mol·l-1)31/13/2023413-3-5解離平衡的移動同離子效應在弱電解質溶液中，加入含有相同離子的易溶強電解質，使弱電解質解離度降低的現(xiàn)象。如hach++ac-

naac

→

na++ac-平衡向左移動1/13/202342例在0.100mol·l-1nh3·h2o溶液中，加入固體nh4cl，使其濃度為0.100mol·l-1，計算溶液中c(h+)、nh3·h2o的解離度。解：nh3·h2onh4++oh-平衡濃度/(mol·l-1)0.100-x0.100+xxx=1.8×10-5

c(oh-)=1.8×10-5

mol·l-1kb==1.8×10-5x(0.100+x)0.100-x0.100x0.100=1.8×10-5因為(c/c)/kb=0.100/(1.8×10-5)>500所以0.100-x≈0.100,0.100+x≈0.1001/13/202343解：nh3·h2onh4++oh-平衡濃度/(mol·l-1)0.100-x0.100+xxc(oh-)=1.8×10-5mol·l-11.0×10-141.8×10-5c(h+)==5.6×10-10

mol·l-11.8×10-50.100α=×100%=0.018%未加nh4cl的0.100mol·l-1nh3·h2o溶液＝1.34%,即由于同離子效應，使α降低。α利用同離子效應:可調節(jié)溶液的酸堿性;控制弱酸溶液中酸根離子濃度，達到離子分離、提純的目的。1/13/2023443-3-6緩沖溶液緩沖作用：能使溶液ph值基本保持不變的作用。緩沖溶液：具有緩沖作用的溶液。緩沖作用原理：如hac+naac混合液hac

h+

+

ac-大量極小量大量外加適量酸(h＋)，平衡向左移動外加適量堿(oh-)，平衡向右移動naac:抵消h+物質；hac：抵消oh-物質。1/13/202345常見的緩沖溶液如弱酸與弱酸鹽、弱堿與弱堿鹽等混合液，多元弱酸組成的兩種不同酸度的鹽混合液。緩沖溶液pkiph值范圍hac-naac4.763.6~5.6nh3·h2o-nh4cl4.768.3~10.3nahco3-na2co310.339.2~11.0kh2po4-k2hpo47.205.9~8.0h3bo3-na2b4o79.27.2~9.21/13/202346緩沖溶液ph值的計算例試計算含0.100mol·l-1hac、0.100mol·l-1naac溶液的c(h+)、

ph值。解：hach++ac-平衡濃度/(mol·l-1)0.100-x

x0.100+xka==1.8×10-5x(0.100+x)0.100-x因為(c/c)/ka=0.100/(1.8×10-5)>500所以0.10-x≈0.100,0.100+x≈0.100ph=4.74x=1.8×10-5c(h+)=1.8×10-5

mol·l-1=1.8×10-50.100x0.1001/13/202347定量計算：①弱酸-弱酸鹽②弱堿-弱堿鹽練習：p1578作業(yè)：p15711

p158

17

1/13/2023483-3-7配離子的解離平衡實驗[cu(nh3)4]2+

(深藍色)過量氨水[cu(nh3)4]so4晶體

(深藍色)乙醇

cuso4溶液

(淺藍色)適量氨水cu2(oh)2so4↓

(藍色)2cu2++so42-+2nh3·h2o→cu2(oh)2so4+2nh4+

cu2(oh)2so4+8nh3·h2o→

2[cu(nh3)4]2++8h2o+2oh-+so42-配合物的定義1/13/202349實驗[cu(nh3)4]2+

(深藍色)過量氨水[cu(nh3)4]so4晶體

(深藍色)乙醇

cuso4溶液

(淺藍色)適量氨水cu2(oh)2so4↓

(藍色)由中心離子和配體通過配位鍵結合的復雜離子配離子由配離子形成的化合物配合物1/13/202350[cu(nh3)4]so4kclcucl2晶體中[cu(nh3)4]2+[cucl3]溶液中[cu(nh3)4]2+、so42-k+、cu2+、cl配合物不是配合物某些復鹽晶體，如表配合物也可以是中性化合物，如：

[ptcl2(nh3)2]、ni(co)4、fe(co)5廣義地說：凡是含有以配位鍵結合的化合物，都可以稱為配合物。1/13/2023511.形成體——中心離子或中心原子絕大多數(shù)為金屬離子如fe3+、cu2+、co2+、ni2+、ag+

少數(shù)為非金屬離子，如b3+、si4+[bf4]-、[sif6]2-金屬原子，如ni、fe配合物的組成為具有能接受配位鍵的原子或離子1/13/2023522.配體及配位原子配位體(簡稱配體)——與形成體結合的離子或中性分子如[cu(nh3)4]2+[fe(co)5]配體nh3co常見的配體陰離子：x-、oh-、cn-

中性分子：nh3、h2o即能提供配位鍵的分子或離子

1/13/202353配位原子——配體中提供孤電子對與形成體形成配位鍵的原子常見的配位原子：n、o、s、c、鹵素原子如[cu(nh3)4]2+[fe(co)5]配體nh3co配位原子nc1/13/202354配體：根據(jù)一個配體中所含配位原子個數(shù)分為單齒配體和多齒配體單齒配體多齒配體一個配體所含配位原子個數(shù)12個或2個以上舉例nh3、x-

oh-h2nch2ch2nh21/13/2023553.配位數(shù)——與一個形成體成鍵的配位原子總數(shù)配位個體配位體配位原子配位數(shù)[cu(nh3)4]2+nh3單齒n4[cocl3(nh3)3]cl-nh3單齒cln6[cu(en)2]2+en雙齒n4en的分子式為：配體為單齒，配位數(shù)=配體的總數(shù)配體為多齒，配位數(shù)≠配體的數(shù)目1/13/202356配合物的組成[cu(nh3)4]([cu(nh3)4]2+——配離子)內界(so42-)

外界配位數(shù)配體中心離子(形成體)so4配位原子1/13/202357[fe(co)5]配位數(shù)配體中心原子(形成體)配位原子1/13/202358配位平衡及其平衡常數(shù)[cu(nh3)4]2+cu2++4nh3解離生成{c(cu2+)/c}{c(nh3)/c}4kd

=k不穩(wěn)={c[cu(nh3)4]2+/c}{c[cu(nh3)4]2+/c}kf

=k穩(wěn)={c(cu2+)/c}{c(nh3)/c}4kf

=kd1kf

值越大kd值越小配離子越穩(wěn)定1/13/202359配離子解離平衡的移動[cu(nh3)4]2+cu2++4nh3解離生成加入h2so4，平衡向右移動，更多的[cu(nh3)4]2+發(fā)生解離。

1/13/202360

[ag(nh3)2]++2cn-

[ag(cn)2]-+2nh3另外，在配離子反應中，一種配離子可以轉化為另一種更穩(wěn)定的配離子，即平衡向生成更難解離的配離子方向移動。1/13/202361第四節(jié)沉淀反應1/13/202362難溶電解質：溶解度＜0.01g/100gh2o微溶電解質：溶解度0.1g~0.01g/100gh2o易溶電解質：溶解度＞0.1g/100gh2o1/13/2023633-4-1難溶電解質的溶度積和溶解度溶解平衡——一定溫度下，溶解與沉淀速率相等時，晶體和溶液中的相應離子達到多相離子平衡，稱為溶解平衡。溶度積常數(shù)如：baso4(s)

ba2+(aq)+so42-(aq)溶解沉淀ksp(baso4)=[c(ba2+)/c][c(so42-)/c]1/13/202364

ambn(s)

man++nbm-溶解沉淀一般難溶物溶度積常數(shù)ksp(ambn)=[c(an+)/c

]m[c(bm-)/c

]n溶度積常數(shù)(簡稱溶度積)即在一定溫度下，難溶電解質的飽和溶液中，各組分離子濃度冪的乘積是一個常數(shù)。ksp

只與溫度有關，與濃度無關。1/13/202365溶解度與溶度積的相互換算例已知298.15k時ksp(agi)=8.52×10-17,計算298.15k時s(agi)。如：agi(s)

ag++i-平衡濃度/mol·l-1

xxksp(agi)=[c(ag+)/c

][c(i-)/c

]8.52×10-17=x·x/(c

)2x=9.25×10-9mol·l-1即s(agi)=9.25×10-9mol·l-1對于ab(s)

a++b-s=ksp

×c1/13/202366溶解度與溶度積的相互換算對于ab(s)

a++b-s=ksp

×c同理ab2或a2b型難溶電解質如a2b(s)

2a++b2-平衡濃度/mol·l-12ssksp(a2b)=(2s)2·s/(c)3ksp4s=×c31/13/202367解：對于ag2cro4，ks=4s

3(cΘ)-3，

所以其溶解度為：

s(ag2cro4)=(1.12×10-12/4)1/3

c(ag2cro4)=6.54×10-5mol.kg-1例如：25℃時ag2cro4的ks=1.12×10-12

求它在水中的溶解度。1/13/202368只有相同類型、基本不水解的難溶強電解質，可直接根據(jù)溶度積大小來比較溶解度的大小。類型難溶電解質ksps/(mol·l-1)abagcl1.77×10-101.33×10-5agbr5.35×10-137.33×10-7agi8.52×10-179.25×10-9ab2mgf26.5×10-91.2×10-3a2bag2cro41.12×10-126.54×10-51/13/202369解：多相離子平衡

agcl(s)

ag++cl-Δfgmby/kj.mol-1-109.78977.107-131.228

Δrgmy=55.67kj.mol-1lnky=

=-22.458

ky=1.76×10-10例題:根據(jù)熱力學原理計算agcl的溶度積1/13/202370(1)溶度積規(guī)則對于agcl飽和溶液：ksy(agcl)={ceq(ag+)/cy}·{ceq(cl-)/cy}而,對于非飽和溶液：Πb(cb/cy)νb

={c(ag+)/cy}·{c(cl-)/cy}因此可以根據(jù)ksy(溶度積)和Πb(離子積)的相對大小確定溶液是否處于飽和狀態(tài)。溶度積規(guī)則及其應用1/13/202371Πb(cb/cy)νb=ksy

溶液飽和，無沉淀；Πb(cb/cy)νb

<ksy

溶液未飽和，沉淀將溶解；Πb(cb/cy)νb

>ksy

溶液過飽和，有沉淀析出。據(jù)此三條判斷沉淀的析出和溶解,稱溶度積規(guī)則。1/13/202372例如：caco3(s)ca2++co32-hcl+hco3-即：Πb（cb/cy)νb

<ksy又如：mg(oh)2(s)mg2++2oh-2nh4cl+2nh3.h2o即：Πb（cb/cy)νb

<ksycl-+h+2cl-+2nh4+1/13/202373例題:在0.1mol.kg-1fecl3溶液中加入等體積含0.2mol.kg-1氨水和2.0mol.kg-1nh4cl的混合溶液是否有fe(oh)3沉淀生成?解:按題意,c(fe3+)=0.05mol.kg-1;c(nh4+)=1.0mol.kg-1;

c(nh3.h2o)=0.1mol.kg-1,nh3.h2onh4++oh-平衡濃度/mol.kg-10.1-x1.0+xx=(1.0+x)x/(0.1-x)=1.7×10-51/13/202374

Πb(cb/cy)νb

=2.5×10-19

ksy{fe(oh)3}=2.64×10-39

Πb(cb/cy)νb

>ksy{fe(oh)3}

答:有fe(oh)3沉淀生成。近似處理,有:1.0x/0.1=1.7×10-5

x=1.7×10-6Πb(cb/cy)νb

=5.0×10-2(1.7×10-6)3

=2.5×10-191/13/202375(2)同離子效應同離子效應：在難溶強電解質飽和溶液中加入具有同名離子的易溶電解質時，難溶電解質溶解度下降。caco3(s)ca2++co32-na2co32na++co32-此即：Πb（cb/cΘ）νb

>ksy同離子效應可以進行定量計算。1/13/202376解:⑴在水中

ksy{mg(oh)2}=c(mg2+).{c(oh-)}2.(cy)-3

1.2×10-11=4s3(cy)-3

s{mg(oh)2}=1.4×10-4mol.kg-1

⑵在氨水中c(oh-)/cyc(oh-)=0.003mol.kg-1例題：求25℃時mg(oh)2在水中