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第三章 水溶液中的离子平衡
复习知识要点：
1．弱电解质的电离
2．水的电离和溶液的酸碱性
3．盐类的水解
4．难溶电解质的溶解平衡
复习目标：
通过知识点内容梳理及例题练习，回忆并巩固相关知识点内容及应用
知识点一、弱电解质的电离
1．定义：
电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物。
非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。
强电解质： 。
弱电解质： 。
2．电解质与非电解质的本质区别
电解质——离子化合物或共价化合物
电解质——共价化合物
注意：
①电解质、非电解质都是化合物
②SO2、NH3、CO2等属于非电解质
③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，故BaSO4为强电解
质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。
3．影响电离平衡的因素
（1）温度：电离一般吸热，升温有利于电离。
物质
单质
化合物
电解质
非电解质：
。如SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2……
强电解质：
。如HCl、NaOH、NaCl、BaSO4
弱电解质：
。如HClO、NH3·H2O、Cu(OH)2、H2O……
混和物
纯净物
（2）浓度：浓度越大，电离程度 ；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。
（3）同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会 电离。
（4）其他外加试剂：加入能与弱电解质电离产生的某种离子反应的物质，有利于电离。
4．弱电解质电离方程式的书写：
用可逆符号，弱酸的电离要分步写（第一步为主）。
5．电离常数
在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，跟溶液中未电离
的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数（一般用Ka表示酸，Kb表示碱）。
表示方法：AB
A++B- K=
注：K 只与温度有关，温度一定，则K 值一定
6．影响因素：
a．电离常数的大小主要由物质的性质决定。
b．电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。
C．同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性就越强，如：
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO。
【例题1】下列说法中正确的是（ ）
A．能溶于水的盐是强电解质，不溶于水的盐是非电解质
B．强电解质溶液中存在溶质分子；弱电解质溶液中也必存在溶质分子
C．在熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物，也一定是强电解质
D．Na2O2和SO2溶液于水后所得溶液均能导电，故两者均是电解质
【例题2】下列说法中错误的是（ ）
A．非电解质一定是共价化合物；离子化合物一定是强电解质
B．强电解质的水溶液一定能导电；非电解质的水溶液一定不导电
C．浓度相同时，强电解质的水溶液的导电性一定比弱电解质强
D．相同条件下，pH 相同的盐酸和醋酸的导电性相同
知识点二、水的电离和溶液的酸碱性
1．水电离平衡：
水的离子积：KW =
25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ； KW = c[H+]·c[OH-] = 。
注意：KW只与温度有关，温度一定，则KW值一定
KW不仅适用于纯水，适用于任何稀溶液（酸、碱、盐）。
2．水电离特点：
（1）可逆
（2）吸热
（3）极弱
3．影响水电离平衡的外界因素：
①酸、碱 ：抑制水的电离
②温度：促进水的电离（水的电离是 热的）
③易水解的盐：促进水的电离
4．溶液的酸碱性和pH：
（1）pH 是c（H+）的负对数，即：pH=
（2）pH 的测定方法：
常见酸碱指示剂—— 。
变色范围：甲基橙 3.1~4.4（橙色）；石蕊5.0~8.0（紫色）； 酚酞8.2~10.0（浅红色）。
pH 试纸——操作 。
注意：①事先不能用水湿润PH 试纸；②广泛pH 试纸只能读取整数值或范围
【例题3】试比较pH=3 的HAc、pH=4 的NH4Cl、pH=11 的NaOH、pH=10 的Na2CO3四种溶液中水的电
离程度从大到小的顺序是
。
知识点三、混合液的pH 值计算方法公式
1．强酸与强酸的混合：
（先求c（H+）混：将两种酸中的H+物质的量相加除以总体积，再求其它）
2．强碱与强碱的混合：
（先求c [OH-]混：将两种碱中的OH-物质的量相加除以总体积，再求其它）
(注意 :碱性溶液不能直接计算c（H+）混)
3．强酸与强碱的混合：
（先根据H+ + OH- ==H2O 计算余下的H+或OH-，H+有余，则用余下的H+数除以溶液总体积求c（H+）混；OH-
有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求c（OH-）混，再求其它）
【例题4】将pH=1 的HCl 和pH=10 的NaOH 溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；将pH=5 的
H2SO4和pH=12 的NaOH 溶液等体积混合，所得溶液的pH= ；20 mL pH=5 的盐酸中加入1 滴
（0.05 mL）0.004 mol/LBa(OH)2溶液后pH= 。
知识点四、稀释过程溶液pH 值的变化规律
1．强酸溶液：稀释10n倍时，pH 稀 pH 原+ n（但始终不能大于或等于7）。
2．弱酸溶液：稀释10n倍时，pH 稀
pH 原+n（但始终不能大于或等于7）。
3．强碱溶液：稀释10n倍时，pH 稀 pH 原－n（但始终不能小于或等于7）。
4．弱碱溶液：稀释10n倍时，pH 稀
pH 原－n（但始终不能小于或等于7）。
5．任何溶液，稀释时pH 均是向7 靠近（即向中性靠近）；任何溶液无限稀释后pH 均接近7。
6．稀释时，弱酸、弱碱和水解的盐溶液的pH 变化慢，强酸、强碱变化快。
【例题5】pH=3 的HCl 稀释100 倍后溶液的pH 变为 ；pH=3 的HAc 溶液稀释100 倍后pH 为
，若使其pH 变为5，应稀释的倍数为 （填不等号）100；pH=5 的稀硫酸稀释1000 倍后溶液中
[H+] ：[SO4
2-]= ； pH=10 的NaOH 溶液稀释100 倍后溶液的pH 变为 ；pH=10 的NaAc
溶液稀释10 倍后溶液的pH 为 。
知识点五、强酸（pH1）强碱（pH2）混合计算规律
1．若等体积混合
pH1+pH2=14；则溶液显中性pH=7
pH1+pH2≥15；则溶液显碱性pH=pH2-0.3
pH1+pH2≤13；则溶液显酸性pH=pH1+0.3
2．若混合后显中性
pH1+pH2=14；V 酸：V 碱=1：1
pH1+pH2≠14；V 酸：V 碱=1：10〔14-（pH1+pH2）〕
【例题6】(1)100 mL pH=3 的H2SO4中加入10 mL 0.01 mol/L 氨水后溶液呈 性，原因是
；pH=3 的HCl 与pH=11 的氨水等体积混合后溶液呈
性，原因是 。
（2）室温时，0.01 mol/L 某一元弱酸只有1%发生了电离，则下列说法错误的是
A．上述弱酸溶液的pH＝4
B．加入等体积0.01 mol/LNaOH 溶液后，所得溶液的pH＝7
C．加入等体积0.01 mol/LNaOH 溶液后，所得溶液的pH＞7
D．加入等体积pH=10 的NaOH 溶液后，所得溶液的pH＜7
知识点六、酸碱中和滴定
1．中和滴定的原理
实质：H++OH—=H2O；即酸提供的H+和碱提供的OH-物质的量相等。
2．中和滴定的操作过程：
（1）仪器： 、 、烧杯、锥形瓶、铁架台。
滴定管的刻度，O 刻度在 ，往下刻度标数越来越大，全部容积 它的最大刻度值，因为
下端有一部分没有刻度。滴定时，所用溶液不得超过最低刻度，不得一次滴定使用两滴定管（酸或碱），也不
得中途向滴定管中添加溶液。
（2）药品：标准液、待测液、指示剂。
（3）准备过程：
准备： 、洗涤、 、装液、赶气泡、调液面。[洗涤,用洗液洗→检漏,滴定管是否漏水
→用水洗→用标准液洗（或待测液洗）→装溶液→排气泡→调液面→记数据V(始)]
（4）试验过程
3．酸碱中和滴定的误差分析
误差分析：利用n 酸·c 酸·V 酸=n 碱·c 碱·V 碱进行分析
注意：n——酸或碱中氢原子或氢氧根离子数；c——酸或碱的物质的量浓度；
V——酸或碱溶液的体积。当用酸去滴定碱确定碱的浓度时，则：
c 碱=
n酸⋅c酸⋅V 酸
n碱⋅V 碱
知识点七、盐类的水解（只有可溶于水的盐才水解）
1．盐类水解：在水溶液中盐电离出来的 与水电离出来的 结合生成
的反应。
2．水解的实质：水溶液中盐电离出来的离子跟水电离出来的H+或OH-结合,破坏水的电离，使平衡向右移
动，促进水的电离。
3．盐类水解规律：
①有 才 ，无弱不水解，越弱越水解；谁 显谁性，两弱都水解，同强显中性。
②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸根水解程度大，碱性更强。 (如:Na2CO3 ＞NaHCO3)
4．盐类水解的特点：（1）可逆（与中和反应互逆） （2）程度小 （3）吸热
【例题7】（1）下列物质不水解的是 ；水解呈酸性的是 ；水解呈碱性的
是 。
①FeS ②NaI ③NaHSO4 ④KF ⑤NH4NO3 ⑥C17H35COONa
（2）浓度相同时，下列溶液性质的比较错误的是（ ）
①酸性：H2S>H2Se ②碱性：Na2S>NaHS ③碱性：HCOONa>CH3COONa
④水的电离程度：NaAc<NaAlO2 ⑤溶液的pH：NaHSO3<Na2SO4<NaHCO3<NaClO
【例题8】下列说法错误的是（ ）
A．NaHCO3溶液中碳元素主要以HCO3
-存在
B．Na2CO3溶液中滴加酚酞呈红色，加热红色变深
C．NH4Cl 溶液呈酸性这一事实能说明氨水为弱碱
D．在稀醋酸中加醋酸钠固体能促进醋酸的电离。
5、影响盐类水解的外界因素：
①温度：温度越 水解程度越大（水解吸热，越热越水解）
②浓度：浓度越小，水解程度越 大 （越稀越水解）
③酸碱：促进或抑制盐的水解（H+促进 水解而 阳离子水解；OH - 促进阳离子水解而抑
制阴离子水解）。
6．酸式盐溶液的酸碱性：
①只电离不水解：如HSO4
-显 性
②电离程度＞水解程度，显 性（如: HSO3
- 、H2PO4
-）
③电离程度＜水解程度，显 性（如：HCO3
- 、HS- 、HPO4
2-）
【例题9】Na2CO3溶液呈碱性原原因用方程式表示为 ；能减
少Na2CO3溶液中CO3
2-浓度的措施可以是（ ）
①加热 ②加少量NaHCO3固体 ③加少量(NH4)2CO3固体
④加少量NH4Cl ⑤加水稀释 ⑥加少量NaOH
【例题10】写出NaH2PO4溶液中所有的水解和电离方程式
，并指示溶液中[H3PO4]、[HPO4
2-]与[H2PO4
-]的大小关系 。
7．双水解反应：
（1）构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全，
使得平衡向右移动。
（2）常见的双水解反应完全的为：Fe3+、Al3+与AlO2
-、CO3
2-(HCO3
-)、S2-(HS-)、SO3
2-(HSO3
-)；S2-与NH4
+；
CO3
2-(HCO3
-)与NH4
+其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如
2Al3+ + 3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑
【例题11】写出Al3+与CO3
2-、HCO3
-在水溶液中反应的离子方程式：
， ；在足量
Na2CO3溶液中加少量硫酸铝溶液的离子方程式为 ，
泡沫灭火器中使用硫酸铝与小苏打而不用纯碱的原因是_____________________________；能鉴别
Na2CO3、NaOH、NaCl、AgNO3和苯酚钠五种溶液的一种试剂是 。
8、盐类水解的应用：
水解的应用
实例
原理
（1）净水
明矾净水
Al3++3H2O
Al(OH)3(胶体)+3H+
（2）去油
污
用热碱水冼油污物品
CO3
2-+H2O HCO3
-+OH-
（3）药品
的保存
①配制FeCl3溶液时，常加入
少量盐酸
Fe3++3H2O
Fe(OH)3+3H+
②配制Na2CO3溶液时，常加
入少量NaOH
CO3
2-+H2O HCO3
-+OH-
（4）制备
无水盐
由MgCl2·6H2O 制无水MgCl2
在HCl 气流中加热
若不然，则：
MgCl2·6H2O
Mg(OH)2+2HCl+4H2O
Mg(OH)2 MgO+H2O
（5）泡沫
灭火器
用Al2(SO4)3与NaHCO3溶液混
合
Al3++3HCO3
-
=Al(OH)3↓+3CO2↑
（6）比较
盐溶液中离子浓
度的大小
比较NH4Cl 溶液中离子浓度的
大小
NH4
++H2O NH3·H2O+H+
c(Cl-)>c(NH4
+)>c(H+)>c(OH
△
△
△
)-
9．水解平衡常数 （Kh）
对于强碱弱酸盐：Kh =Kw/Ka(Kw为该温度下水的离子积，Ka为该条件下该弱酸根形成的弱酸的电离平衡常
数)
对于强酸弱碱盐：Kh =Kw/Kb（Kw为该温度下水的离子积，Kb为该条件下该弱碱根形成的弱碱的电离平衡常
数）
10.电离、水解方程式的书写原则
（1）多元弱酸（多元弱酸盐）电离（水解）的书写原则：分步书写。
注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。
（2）多元弱碱（多元弱碱盐）电离（水解）书写原则：一步书写。
【例题12】下列方程式中属于电离方程式的是 ；属于水解方程式的是
A．HCO3
- +H2O H3O+ + CO3
2- B．BaSO4 == Ba2+ + SO4
2-
C．AlO2
- + 2H2O Al(OH)3 + OH- D．CaCO3(s) Ca2+ (aq)+ CO3
2- (aq)
知识点八、溶液中微粒浓度的大小比较
【基本原则】抓住溶液中微粒浓度必须满足的三种守恒关系
①
电荷守恒：任何溶液均显 ，各阳离子浓度与其所带电荷数的乘积之和＝各阴离子浓
度与其所带电荷数的乘积之和，如：NH4Cl 溶液，c[NH4
+]+ c [H+]= c [Cl-]+ c [OH-]。
②
物料守恒：（即原子个数守恒或质量守恒）。某原子的总量(或总浓度)＝其以各种形式存在
的所有微粒的量(或浓度)之和，如：NH4Cl 溶液c [NH4
+]+ c [NH3•H2O]= c [Cl-]。
③
质子守恒：即水电离出的H+浓度与OH-浓度相等。如：NH4Cl 溶液c [NH3•H2O]+ c [OH-]=
c [H+]。
【例题13】将0.1 mol/L NaOH 和0.1 mol/L NH4Cl 溶液等体积混合后，离子浓度大小的顺序正
确是（ ）
A．c[Na＋]＞c [Cl-]＞c [OH-]＞c [H＋] B．c [Cl-]＞c [Na＋]＞c [OH-]＞c [H＋]
C．c[Na＋]= c [Cl-]＞c [OH-]＞c [H＋] D．c [Na＋]= c [Cl-]＞c [H＋]＞c [OH-]
【例题14】将100 ml、0.1 mol/L 的BaCl2溶液加入到100 ml、0.2 mol/L 的H2SO4溶液中，则
溶液中存在的离子浓度的关系正确的是（ ）
A．c [H+]＞c [Cl-]＞c [Ba2+]＞c [SO4
2-] B．c [H+]＞c [Cl-]＞c [SO4
2-]＞c [Ba2+]
C．c [Cl-]＞c [H+]＞c [SO4
2-]＞c [Ba2+] D．c [Cl-]＞c [H+]＞c [Ba2+]＞c [SO4
2-]
知识点九、难溶电解质的溶解平衡
1．溶解平衡方程式的书写
注意：在沉淀物后面用(s)标明状态，并用“ ”。如Ag2S(s) 2Ag+(aq）+ S2-(aq)。
2．沉淀生成的三种主要方式
（1）加沉淀剂法：Ksp越小（即沉淀越难溶），沉淀越完全；沉淀剂过量能使沉淀更完全。
（2）调pH 值除去某些易水解的金属阳离子，如加MgO 除去MgCl2溶液中的FeCl3。
（3）氧化还原沉淀法
（4）同离子效应法
3．沉淀的转化
溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度 的。
如：AgNO3 AgCl(白色沉淀) AgBr（淡黄色） AgI（黄色） Ag2S（黑色）
4．溶度积（KSP）
(1)定义：在一定条件下，难溶电解质溶解成离子的速率等于离子重新结合成沉淀的速率，溶液中各离子的
浓度保持不变的状态。
(2)表达式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)
KSP= [c(An+)]m •[c(Bm-)]n
(3)影响因素（外因）
①浓度：加水，平衡向溶解方向移动。
②温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。
(4)溶度积规则
QC（离子积）＞KSP 有沉淀析出
QC= KSP 平衡状态
QC＜KSP 未饱和，继续溶解
【例题15】（1）对于Ag2S(s) 2Ag+(aq) + S2-(aq)，其Ksp的表达式为
。
（2）下列说法中不正确的是 。
①用稀HCl 洗涤AgCl 沉淀比用水洗涤损耗AgCl 小；
②一般地，物质的溶解度随温度的升高而增加，故物质的溶解大多是吸热的；
③对于Al(OH)3(s) Al(OH)3 Al3+ + 3OH-，前者为溶解平衡，后者为电离平衡；
④除去溶液中的Mg2+，用OH-沉淀比用CO3
2-好，说明Mg(OH)2的溶解度比MgCO3大；沉淀反应中常
加过量的沉淀剂，其目的是使沉淀更完全。
（3）如何除去Mg(OH)2中混有的Ca(OH)2?
。
【例题16】对于AgCl(s) Ag+ (aq)+ Cl-(aq)，平衡后欲使溶液中的[Cl-]增大，可采取的措
施是________。
第三章 《水溶液中的离子平衡》 章末综合复习
一、选择题
1．下列关于强、弱电解质的叙述中正确的是（ ）
A.强电解质都是离子化合物，弱电解质都是共价化合物
B.强电解质都是可溶性化合物，弱电解质都是难溶性化合物
C.强电解质的水溶液中无溶质分子，弱电解质的水溶液中有溶质分子
D.强电解质的导电能力强，弱电解质的导电能力弱
2．氨水有下列平衡：NH3·H2O NH4
+ + OH- 当其它条件不变时，改变下列条件，平衡向左移
动，且c(NH4
+)增大的是（ ）
A.加NaOH B.加盐酸 C.加NH4Cl D.加同浓度氨水
3．在0.01 mol·L-1的H2SO4溶液中由水电离出的c(OH-)是（ ）
A.5×10-13 mol·L-1 B.0.01 mol·L-1 C.1×10-7 mol·L-1 D.1×10-2mol·L-1
4．60 mL 0.5 mol·L-1 NaOH 溶液和40 mL 0.4 mol·L-1的H2SO4相混合后，溶液的pH 约为（
）
A.0.5 B.1.7 C.2 D.13.2
5．在盐类的水解过程中，下列叙述正确的是（ ）
A.盐的电离平衡被破坏 B.水的电离平衡被破坏
C.没有发生中和反应 D.溶液的pH 一定变大
6．物质的量浓度相同、体积也相同的一元酸和一元碱相互中和时，溶液是（ ）
A.显酸性 B、显碱性 C.显中性 D.酸碱性无法确定
7．将0.1mol 下列物质置于1 L 水中充分搅拌后，溶液中阴离子数最多的是（ ）
A.KCl B.Mg(OH)2 C.Na2CO3 D.MgSO4
8．为了配置NH4
+的浓度与Cl-的浓度比为1 ：1 的溶液，可在NH4Cl 溶液中加入（ ）
① 适量的HCl ②适量的NaCl ③适量的氨水 ④适量的NaOH
A.①② B.③ C.③④ D.④
9．25℃时，在浓度为1 mol·L-1的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2的溶液中，测得其
c(NH4
+)分别为a、b、c（单位为mol/L）。下列判断正确的是（ ）
A.a = b = c B.a＞b＞c C.a＞c＞b D.c＞a＞b
10．用酸滴定碱时，滴定前读酸式滴定管读数时，仰视读数，滴定结束时读数正确，这样会使
测得的碱溶液的浓度（ ）
A.偏高 B.偏低 C.不受影响 D.不能确定
11．已知HClO 是比H2CO3还弱的酸，反应：Cl2 + H2O HCl + HClO，达到平衡后要使HClO
的浓度增大，可加入（ ）
A.H2S B.HCl C.CaCO3 D.NaOH（固体）
12．下列叙述不正确的是（ ）
A.纯水也是一种电解质
B.无论是酸性、中性还是碱性稀溶液，只要温度恒定，c(H+)×c(OH-)是一个常数
C.一定温度下，0.1 mol·L-1的磷酸溶液中H+主要来自于酸的第一步电离
D.强碱溶液中不存在H+
13．体积相同、pH 相同的盐酸和醋酸溶液，在用氢氧化钠溶液中和时，两者消耗氢氧化钠的物
质的量是（ ）
A.相同 B.盐酸多 C.醋酸多 D.无法比较
14．能正确表示下列反应的离子方程式是（ ）
A.用碳酸钠溶液吸收少量的二氧化硫：2CO3
2- + SO2 +H2O = 2HCO3
- +SO3
2-
B.金属铝溶于盐酸中：Al + 2H+ = 2Al3+ + H2↑
C.硫化钠溶于水中：S2- + H2O = H2S↑+ OH-
D.碳酸镁溶于硝酸中：CO3
2- + 2H+ = CO2↑+ H2O
15．某温度下,有两瓶不同浓度的氨水,甲瓶的浓度为0.1mol/L ,乙瓶的浓度为1mol/L,则甲瓶
溶液中[OH-]与乙瓶之比为 ( )
A.等于1/10 B.大于1/10 C.小于1/10 D.无法确定
16．已知AG=lg[c(H+)/c(OH-)]，常温下，在AG=-10 的溶液中能大量存在的离子组是：
A.Cl-,AlO2
-,SO3
2-,Na+ B.NO3
-,Ac-,Na+,NH4
+
C.Cl-,NO3
-,Mg2+,K+ D.SO4
2-,HCO3
-,Cl-,K+
二、非选择题
17．（1）纯水能微弱地电离出 和 。在25℃时，水电离出的H+和OH-浓度为 ，其
离子浓度的乘积为 ，该乘积叫做 。在25℃时，其数值为 ，水的电离
过程是一个 过程。
（2）下列10 种物质中：①NaOH 溶液 ②H2SO4 ③硫酸铜晶体 ④Cu ⑤CH3COOH ⑥NaOH 固体
⑦蔗糖 ⑧石灰水 ⑨水银 ⑩氨水
能导电的有 ；属于强电解质的有 ；属于弱电解质的有 。
（3）有A、B、C 三种溶液，其中A 的pH = 5，B 中c(H+) = 1×10-4 mol·L-1，C 中c(OH-) =
1×10-11 mol·L-1，则三种溶液的酸性由强到弱的顺序为 。
18．BiCl3水解生成BiOCl。
（1）写出BiCl3水解反应方程式： 。
（2）有人把BiCl3叫次氯酸铋，你是否同意此名称 。
（3）如何配置BiCl3溶液 。
（4）把适量固体BiCl3置于浓NaCl 溶液中可得澄清溶液，请说出可能的原因 。
19．（1）盐碱地（含较多NaCl、Na2CO3）不利于作物生长。产生碱性的原因是（用离子方程式
表示）___________，施加适量石膏可降低盐碱地的碱性，表示其反应原理的离子方程式是_____。
（2）已知AnBm的离子积 = c(Am+)n·c(Bn-)m，式中的c(Am+)n和c(Bn-)m表示平衡时离子的物质的
量浓度。在某温度下，Ca(OH)2的溶解度为0.74 g，其饱和溶液密度为1 g·mL-1，则该温度下，其
离子积为_____________。
20．在某无色溶液里，只含有下列8 种离子中的某几种：Na+、H+、Ag、Mg2+、Cl-、OH-、HCO3
-、
NO3
-。已知该溶液能跟金属铝反应，且放出的气体只有氢气。试回答：
（1）若溶液和铝反应后有AlO2
-生成，则其中一定含有大量的 离子，还可能含
有大量的_______________离子。
（2）若溶液和铝反应有Al3+生成，则原溶液中一定不含有大量的 离子。
