2026年天津市人教版高中化学高二年级上册第7单元课后习题

2026年天津市人教版高中化学高二年级上册第7单元课后习题一、单项选择题（本大题共10小题，每小题2分，共20分）1.在《2026年天津市人教版高中化学高二年级上册第7单元课后习题》中，关于电解质溶液的酸碱性，下列说法正确的是（）A.强酸强碱盐溶液一定呈中性，因为其阳离子和阴离子都不水解B.弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于酸碱的电离常数之比，若Ka>Kb，则溶液呈酸性C.在pH=7的纯水中加入少量NaOH，溶液仍呈中性，因为水的电离平衡未被破坏D.盐类水解的实质是盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，因此所有盐都能水解2.根据教材第7单元内容，关于缓冲溶液的组成与性质，下列叙述错误的是（）A.缓冲溶液通常由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成，能够抵抗少量强酸强碱的加入B.在HAc-NaAc缓冲溶液中，若pH=pKa，则溶液中HAc和NaAc的浓度相等C.缓冲溶液的缓冲能力与组成缓冲对的酸碱浓度有关，浓度越大，缓冲范围越宽D.缓冲溶液的pH值仅取决于缓冲对的选择，与温度无关3.在《2026年天津市人教版高中化学高二年级上册第7单元课后习题》中，关于盐的水解平衡，下列说法正确的是（）A.Na₂CO₃溶液呈碱性，是因为CO₃²⁻离子水解生成OH⁻，而HCO₃⁻离子不水解B.氯化铵（NH₄Cl）溶液呈酸性，是因为NH₄⁺离子水解生成H⁺，而Cl⁻离子不水解C.同温同浓度下，NaF溶液的碱性强于NaCl溶液，因为F⁻的水解程度大于Cl⁻D.盐的水解平衡常数Kh与酸碱的电离常数Ka、Kb有关，Kh=Ka×Kb/Kw4.根据教材第7单元内容，关于离子浓度计算，下列计算结果正确的是（）A.0.1mol/L的CH₃COOH溶液（Ka=1.8×10⁻⁵），其H⁺浓度为√(Ka×C)=1.34×10⁻³mol/LB.0.1mol/L的Na₂CO₃溶液中，CO₃²⁻的浓度等于0.1mol/L，因为CO₃²⁻不水解C.0.1mol/L的NH₄Cl溶液中，c(NH₄⁺)=0.1mol/L，c(H⁺)=√(Ka×C)=1.8×10⁻⁵mol/LD.0.1mol/L的NaHCO₃溶液中，HCO₃⁻的水解平衡常数Kh=Kw/Ka(H₂CO₃)=5.6×10⁻¹¹5.在《2026年天津市人教版高中化学高二年级上册第7单元课后习题》中，关于沉淀溶解平衡，下列说法正确的是（）A.沉淀溶解平衡是可逆过程，其平衡常数Ksp仅与温度有关，与浓度无关B.在饱和AgCl溶液中加入少量Na₂S，AgCl沉淀会转化为Ag₂S沉淀，因为Ksp(Ag₂S)<Ksp(AgCl)C.升高温度一定能增大沉淀的溶解度，因为溶解过程总是吸热的D.沉淀溶解平衡的移动遵循勒夏特列原理，加入沉淀剂会降低沉淀的溶解度6.根据教材第7单元内容，关于pH计算，下列计算结果正确的是（）A.0.01mol/L的H₂SO₄溶液中，pH=-lg[H⁺]=2，因为H₂SO₄是强酸完全电离B.0.1mol/L的NaOH溶液中，pH=14+lg[OH⁻]=11，因为NaOH是强碱完全电离C.0.1mol/L的HAc溶液（Ka=1.8×10⁻⁵），pH=-lg√(Ka×C)=2.87D.0.1mol/L的Na₂CO₃溶液中，pH=pKa1+pKa2/2=10.3，因为CO₃²⁻水解分两步7.在《2026年天津市人教版高中化学高二年级上册第7单元课后习题》中，关于同离子效应，下列说法正确的是（）A.在0.1mol/L的HAc溶液中加入少量NaAc固体，HAc的电离平衡不发生移动B.在0.1mol/L的NH₄Cl溶液中加入少量NH₃•H₂O，NH₄⁺的水解程度增大C.同离子效应和盐效应都会影响弱电解质的电离平衡，但同离子效应更显著D.同离子效应只适用于弱酸弱碱盐溶液，不适用于其他类型的盐溶液8.根据教材第7单元内容，关于沉淀的生成与转化，下列说法错误的是（）A.在含有Ag⁺和Pb²⁺的混合溶液中加入Cl⁻，先生成AgCl沉淀，因为Ksp(AgCl)<Ksp(PbCl₂)B.在含有Ba²⁺和Sr²⁺的混合溶液中加入CO₃²⁻，先生成BaCO₃沉淀，因为Ksp(BaCO₃)<Ksp(SrCO₃)C.在含有Fe³⁺和Mg²⁺的混合溶液中加入OH⁻，先生成Fe(OH)₃沉淀，因为Fe(OH)₃的溶解度更小D.沉淀的生成与转化遵循溶解度积规则，但实际操作中还需考虑离子浓度和沉淀剂加入顺序9.在《2026年天津市人教版高中化学高二年级上册第7单元课后习题》中，关于缓冲溶液的应用，下列说法正确的是（）A.血液的pH范围约为7.35-7.45，主要依靠H₂CO₃/NaHCO₃缓冲对维持B.在实验室制备pH=5的缓冲溶液，应选择Ka=1×10⁻⁵的弱酸及其共轭碱C.缓冲溶液的缓冲能力与溶液的浓度无关，仅取决于缓冲对的选择D.缓冲溶液可以完全抵抗任意量的强酸强碱的加入，不会发生pH变化10.根据教材第7单元内容，关于电解质溶液理论，下列说法正确的是（）A.强电解质在水中完全电离，不存在电离平衡，因此其溶液的导电性最强B.弱电解质在水中部分电离，存在电离平衡，其电离程度受浓度和温度影响C.电解质溶液的导电性仅取决于离子的浓度，与离子的电荷数无关D.强电解质溶液的pH值一定等于7，因为强酸强碱盐溶液呈中性二、填空题（本大题共10小题，每小题2分，共20分）1.在《2026年天津市人教版高中化学高二年级上册第7单元课后习题》中，Na₂CO₃溶液呈碱性的原因是__________________________，其水解离子方程式为__________________________。2.缓冲溶液的pH值计算公式为__________________________，当pH=pKa时，溶液中酸和共轭碱的浓度之比为__________________________。3.盐的水解平衡常数Kh的表达式为__________________________，若Kh越大，则溶液的__________________________。4.沉淀溶解平衡的平衡常数Ksp的表达式为__________________________，若Ksp越小，则沉淀的__________________________。5.在0.1mol/L的HAc溶液中，H⁺的浓度为__________________________，其pH值为__________________________。6.在0.1mol/L的NaOH溶液中，OH⁻的浓度为__________________________，其pOH值为__________________________。7.同离子效应是指__________________________，其作用是__________________________。8.沉淀的生成与转化遵循__________________________规则，当__________________________时，沉淀会向更难溶的方向转化。9.缓冲溶液的组成要求__________________________，其缓冲范围通常为__________________________。10.电解质溶液的导电性取决于__________________________，强电解质溶液的导电性通常__________________________弱电解质溶液。三、判断题（本大题共10小题，每小题2分，共20分）1.强酸强碱盐溶液一定呈中性，因为其阳离子和阴离子都不水解。（）2.弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于酸碱的电离常数之比，若Ka>Kb，则溶液呈酸性。（）3.在pH=7的纯水中加入少量NaOH，溶液仍呈中性，因为水的电离平衡未被破坏。（）4.盐类水解的实质是盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，因此所有盐都能水解。（）5.缓冲溶液通常由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成，能够抵抗少量强酸强碱的加入。（）6.在HAc-NaAc缓冲溶液中，若pH=pKa，则溶液中HAc和NaAc的浓度相等。（）7.缓冲溶液的缓冲能力与组成缓冲对的酸碱浓度有关，浓度越大，缓冲范围越宽。（）8.缓冲溶液的pH值仅取决于缓冲对的选择，与温度无关。（）9.沉淀溶解平衡是可逆过程，其平衡常数Ksp仅与温度有关，与浓度无关。（）10.沉淀的生成与转化遵循溶解度积规则，当Qc>Ksp时，沉淀会生成。（）四、简答题（本大题共8小题，每小题2分，共16分）1.简述盐的水解原理及其对溶液酸碱性的影响。（）2.解释同离子效应的概念及其对弱电解质电离平衡的影响。（）3.说明缓冲溶液的组成要求及其缓冲原理。（）4.阐述沉淀溶解平衡的移动原理及其应用。（）5.比较强电解质和弱电解质溶液的导电性差异，并说明原因。（）6.解释pH值的概念及其在化学中的意义。（）7.说明沉淀生成的条件及影响沉淀生成的因素。（）8.阐述电解质溶液理论在化学实验中的应用。（）五、应用题（本大题共8小题，每小题4分，共24分）1.在0.1mol/L的H₂CO₃溶液中，H₂CO₃的电离常数Ka1=4.3×10⁻⁷，Ka2=5.6×10⁻¹¹，计算溶液中H⁺的浓度和pH值。（）2.在0.1mol/L的Na₂CO₃溶液中，CO₃²⁻的水解平衡常数Kh=2.2×10⁻⁸，计算溶液中OH⁻的浓度和pH值。（）3.在0.1mol/L的HAc-NaAc缓冲溶液中，Ka(HAc)=1.8×10⁻⁵，若溶液pH=4.8，计算溶液中HAc和NaAc的浓度之比。（）4.在含有Ba²⁺和Sr²⁺的混合溶液中，c(Ba²⁺)=0.01mol/L，c(Sr²⁺)=0.01mol/L，若加入CO₃²⁻，先生成哪种沉淀？说明理由。（）5.在0.1mol/L的NH₄Cl溶液中，NH₄⁺的水解平衡常数Kh=5.6×10⁻¹⁰，计算溶液中H⁺的浓度和pH值。（）6.在0.1mol/L的NaHCO₃溶液中，HCO₃⁻的水解平衡常数Kh=2.2×10⁻⁸，电离平衡常数Ka=4.7×10⁻¹¹，计算溶液中H⁺的浓度和pH值。（）7.在实验室需要制备pH=6的缓冲溶液，应选择哪种弱酸及其共轭碱？说明理由。（）8.在含有Ag⁺和Pb²⁺的混合溶液中，c(Ag⁺)=0.01mol/L，c(Pb²⁺)=0.01mol/L，若加入Cl⁻，先生成哪种沉淀？说明理由。（）【标准答案及解析】一、单项选择题1.B解析：强酸强碱盐溶液的酸碱性取决于阳离子和阴离子的水解程度，若阳离子和阴离子都不水解，则溶液呈中性，如NaCl；若阳离子或阴离子水解，则溶液呈酸性或碱性，如Na₂CO₃。弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于酸碱的电离常数之比，若Ka>Kb，则溶液呈酸性，如NH₄Ac；若Ka<Kb，则溶液呈碱性，如NaCN。pH=7的纯水中加入少量NaOH，溶液呈碱性，因为NaOH电离出的OH⁻浓度增加。盐类水解的实质是盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，但并非所有盐都能水解，如NaCl不水解。故选B。2.D解析：缓冲溶液由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成，能够抵抗少量强酸强碱的加入，维持pH稳定。pH=pKa时，溶液中酸和共轭碱的浓度相等，根据Henderson-Hasselbalch方程。缓冲溶液的缓冲能力与组成缓冲对的酸碱浓度有关，浓度越大，缓冲范围越宽。缓冲溶液的pH值不仅取决于缓冲对的选择，还与温度有关，因为酸碱的电离常数Ka、Kb随温度变化。故选D。3.C解析：Na₂CO₃溶液呈碱性，是因为CO₃²⁻离子水解生成OH⁻，而HCO₃⁻离子水解程度较弱。氯化铵（NH₄Cl）溶液呈酸性，是因为NH₄⁺离子水解生成H⁺，而Cl⁻离子不水解。同温同浓度下，NaF溶液的碱性强于NaCl溶液，因为F⁻的水解程度大于Cl⁻。盐的水解平衡常数Kh=Ka×Kb/Kw，与酸碱的电离常数Ka、Kb有关。故选C。4.D解析：0.1mol/L的CH₃COOH溶液，H⁺浓度应为√(Ka×C)=√(1.8×10⁻⁵×0.1)=1.34×10⁻³mol/L，但需考虑电离平衡，实际浓度略小。0.1mol/L的Na₂CO₃溶液中，CO₃²⁰⁻的浓度小于0.1mol/L，因为CO₃²⁻水解生成HCO₃⁻和OH⁻。0.1mol/L的NH₄Cl溶液中，c(NH₄⁺)=0.1mol/L，但c(H⁺)应为√(Kh×C)，Kh=Kw/Ka(NH₃)=5.6×10⁻¹⁰，c(H⁺)=√(5.6×10⁻¹⁰×0.1)=7.48×10⁻⁶mol/L。0.1mol/L的NaHCO₃溶液中，Kh=Kw/Ka(H₂CO₃)=5.6×10⁻¹¹。故选D。5.B解析：沉淀溶解平衡是可逆过程，其平衡常数Ksp仅与温度有关，与浓度无关。在饱和AgCl溶液中加入少量Na₂S，AgCl沉淀会转化为Ag₂S沉淀，因为Ksp(Ag₂S)<Ksp(AgCl)。升高温度不一定能增大沉淀的溶解度，因为溶解过程可能是吸热也可能是放热。沉淀溶解平衡的移动遵循勒夏特列原理，加入沉淀剂会降低沉淀的溶解度。故选B。6.C解析：0.01mol/L的H₂SO₄溶液中，pH=-lg[H⁺]=1（假设H₂SO₄为强酸完全电离）。0.1mol/L的NaOH溶液中，pH=14+lg[OH⁻]=14+lg(0.1)=13。0.1mol/L的HAc溶液，pH=-lg√(Ka×C)=2.87。0.1mol/L的Na₂CO₃溶液中，pH=pKa1+pKa2/2=10.3（假设CO₃²⁻水解分两步）。故选C。7.B解析：同离子效应是指在弱电解质溶液中加入与其具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离平衡向逆方向移动。在0.1mol/L的NH₄Cl溶液中加入少量NH₃•H₂O，NH₄⁺的水解程度增大，因为NH₃•H₂O电离出OH⁻，使NH₄⁺水解平衡向正向移动。同离子效应和盐效应都会影响弱电解质的电离平衡，但同离子效应更显著。同离子效应适用于弱酸弱碱盐溶液，也适用于其他类型的盐溶液。故选B。8.A解析：在含有Ag⁺和Pb²⁺的混合溶液中加入Cl⁻，先生成PbCl₂沉淀，因为Ksp(PbCl₂)=1.7×10⁻⁵>Ksp(AgCl)=1.8×10⁻¹⁰。在含有Ba²⁺和Sr²⁺的混合溶液中加入CO₃²⁻，先生成BaCO₃沉淀，因为Ksp(BaCO₃)=8.1×10⁻⁹>Ksp(SrCO₃)=5.6×10⁻¹⁰。在含有Fe³⁺和Mg²⁺的混合溶液中加入OH⁻，先生成Fe(OH)₃沉淀，因为Fe(OH)₃的溶解度更小。沉淀的生成与转化遵循溶解度积规则，当Qc>Ksp时，沉淀会生成。故选A。9.A解析：血液的pH范围约为7.35-7.45，主要依靠H₂CO₃/NaHCO₃缓冲对维持。在实验室制备pH=5的缓冲溶液，应选择Ka=1×10⁻⁵的弱酸及其共轭碱。缓冲溶液的缓冲能力与溶液的浓度有关，浓度越大，缓冲范围越宽。缓冲溶液可以抵抗少量强酸强碱的加入，但不会完全抵抗，因为缓冲能力有限。故选A。10.B解析：强电解质在水中完全电离，但存在电离平衡，其溶液的导电性取决于离子浓度和电荷数。弱电解质在水中部分电离，存在电离平衡，其电离程度受浓度和温度影响。电解质溶液的导电性取决于离子的浓度、电荷数和移动速度。强电解质溶液的导电性通常强于弱电解质溶液，因为强电解质电离程度高。故选B。二、填空题1.Na₂CO₃溶液呈碱性的原因是CO₃²⁻离子水解生成OH⁻，其水解离子方程式为CO₃²⁻+H₂O⇌HCO₃⁻+OH⁻。2.缓冲溶液的pH值计算公式为pH=pKa+lg([共轭碱]/[酸])，当pH=pKa时，溶液中酸和共轭碱的浓度之比为1。3.盐的水解平衡常数Kh的表达式为Kh=Kw/Ka，若Kh越大，则溶液的碱性越强。4.沉淀溶解平衡的平衡常数Ksp的表达式为Ksp=[阳离子]ⁿ[阴离子]ᵐ，若Ksp越小，则沉淀的溶解度越小。5.在0.1mol/L的HAc溶液中，H⁺的浓度为√(Ka×C)=1.34×10⁻³mol/L，其pH值为2.87。6.在0.1mol/L的NaOH溶液中，OH⁻的浓度为0.1mol/L，其pOH值为1。7.同离子效应是指在弱电解质溶液中加入与其具有相同离子的强电解质，其作用是使弱电解质的电离平衡向逆方向移动。8.沉淀的生成与转化遵循溶解度积规则，当Qc>Ksp时，沉淀会生成。9.缓冲溶液的组成要求由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成，其缓冲范围通常为pH=pKa±1。10.电解质溶液的导电性取决于离子的浓度、电荷数和移动速度，强电解质溶液的导电性通常强于弱电解质溶液。三、判断题1.×解析：强酸强碱盐溶液不一定呈中性，如Na₂CO₃溶液呈碱性。2.√解析：弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于酸碱的电离常数之比，若Ka>Kb，则溶液呈酸性。3.×解析：在pH=7的纯水中加入少量NaOH，溶液呈碱性，pH>7。4.×解析：并非所有盐都能水解，如NaCl不水解。5.√解析：缓冲溶液由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成，能够抵抗少量强酸强碱的加入。6.√解析：在HAc-NaAc缓冲溶液中，若pH=pKa，则溶液中HAc和NaAc的浓度相等。7.√解析：缓冲溶液的缓冲能力与组成缓冲对的酸碱浓度有关，浓度越大，缓冲范围越宽。8.×解析：缓冲溶液的pH值不仅取决于缓冲对的选择，还与温度有关。9.√解析：沉淀溶解平衡是可逆过程，其平衡常数Ksp仅与温度有关，与浓度无关。10.√解析：沉淀的生成与转化遵循溶解度积规则，当Qc>Ksp时，沉淀会生成。四、简答题1.盐的水解原理是指盐电离出的离子与水电离出的H+或OH-结合生成弱电解质，使溶液呈酸性或碱性。强酸强碱盐溶液呈中性，弱酸强碱盐溶液呈碱性，强碱弱酸盐溶液呈碱性，弱酸弱碱盐溶液的酸碱性取决于酸碱的电离常数之比。2.同离子效应是指在弱电解质溶液中加入与其具有相同离子的强电解质，使弱电解质的电离平衡向逆方向移动，降低弱电解质的电离程度。例如，在0.1mol/L的HAc溶液中加入NaAc固体，HAc的电离程度降低。3.缓冲溶液的组成要求由弱酸及其共轭碱或弱碱及其共轭酸组成，其缓冲原理是利用共轭酸碱对抵抗少量强酸强碱的加入，维持pH稳定。例如，HAc-NaAc缓冲溶液可以抵抗少量HCl或NaOH的加入。4.沉淀溶解平衡的移动原理是遵循勒夏特列原理，通过改变条件使沉淀溶解平衡向正向或逆向移动。例如，升高温度、加入沉淀剂或共轭离子可以促进沉淀溶解。5.强电解质溶液的导电性通常强于弱电解质溶液，因为强电解质完全电离，产生更多离子。弱电解质部分电离，离子浓度较低。导电性还取决于离子的电荷数和移动速度。6.pH值是溶液中H⁺浓度的负对数，pH=-lg[H⁺]，用于表示溶液的酸碱性。pH<7为酸性，pH=7为中性，pH>7为碱性。pH值在化学中用于表示溶液的酸碱程度，是酸碱滴定、缓冲溶液等实验的重要指标。7.沉淀生成的条件是离子浓度乘积大于溶解度积（Qc>Ksp），影响沉淀生成的因素包括离子浓度、沉淀剂加入顺序、温度和pH值等。例如，在含有Ag⁺和Pb²⁺的混合溶液中加入Cl⁻，先生成Ksp较小的沉淀。8.电解质溶液理论在化学实验中用于解释酸碱反应、沉淀反应、缓冲溶液等现象。例如，通过电离平衡常数计算溶液的pH值，通过溶解度积判断沉淀的生成与转化。五、应用题1.在0.1mol/L的H₂CO₃溶液中，Ka1=4.3×10⁻⁷，Ka2=5.6×10⁻¹¹，计算溶液中H⁺的浓度和pH值。解：H₂CO₃⇌H⁺+HCO₃⁻，Ka1=4.3×10⁻⁷，c(H⁺)=√(Ka1×C)=√(4.3×10⁻⁷×0.1)=2.09×10⁻⁴mol/L，pH=-lg(2.09×10⁻⁴)=3.68。HCO₃⁻⇌H⁺+CO₃²⁻，Ka2=5.6×10⁻¹¹，c(H⁺)=Ka2×C/c(HCO₃⁻)≈2.09×10⁻⁴mol/L（忽略Ka2的影响），pH=3.68。2.在0.1mol/L的Na₂CO₃溶液中，CO₃²⁻的水解平衡常数Kh=2.2×10⁻⁸，计算溶液中OH⁻的浓度和pH值。解：CO₃²⁻+H₂O⇌HCO₃⁻+OH⁻，Kh=2.2×10⁻⁸，c(OH⁻)=√(Kh×C)=√(2.2×10⁻⁸×0.1)=4.69×10⁻⁴mol/L，pOH=-lg(4.69×10⁻⁴)=3.33，pH=14-3.33=10.67。3.在0.1mol/L的HAc-NaAc缓冲溶液中，Ka(HAc)=1.8×10⁻⁵，若溶液pH=4.8，计算溶液中HAc和NaAc的浓度之比。解：pH=pKa+lg([NaAc]/[HAc])，4.8=-log(1.8×10⁻⁵)+lg([NaAc]/[HAc])，[NaAc]/[HAc]=10^(4.8+log(1.8×10⁻⁵))≈1.58，