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溶液pH的计算是高考化学的必考点，看似简单的公式背后，却因溶液混合、稀释等情境而变得复杂。掌握清晰的计算逻辑，尤其是混合溶液的处理顺序，是确保此类题目不失分的关键。

一、 教师视角：遵循“判断→计算→求值”三步曲

教师在教学时会强调一个规范的解题流程，避免盲目代入公式。

第一步：定性判断溶液酸碱性
这是所有计算的出发点。根据溶质种类和反应情况，判断溶液最终呈酸性、碱性还是中性。第二步：计算核心离子浓度若为酸性溶液，核心是计算氢离子浓度 c(H⁺)。若为碱性溶液，核心是先计算氢氧根离子浓度 c(OH⁻)，再通过水的离子积常数 Kw = c(H⁺) · c(OH⁻) = 1×10⁻¹⁴ (25℃)，换算得到c(H⁺)。第三步：代入公式求pH
最后，将计算出的c(H⁺)代入公式：pH = -lg c(H⁺)，得出结果。

二、 学霸策略：聚焦混合溶液，抓住反应本质

学霸在处理复杂情境时，能抓住“谁过量”这一核心进行量化计算。

强酸与强酸混合：直接合并，注意体积变化原则：酸性溶液混合，直接计算混合后的总 c(H⁺)。方法：先分别计算两种酸提供的H⁺的物质的量，相加得到H⁺的总物质的量，再除以混合后的总体积。典例：将pH=1的盐酸与pH=3的硫酸等体积混合。先求各自c(H⁺)：0.1 mol/L 和 0.001 mol/L。设体积各为V L，混合后 c(H⁺) ≈ (0.1V + 0.001V) / 2V ≈ 0.05 mol/L (因0.1V远大于0.001V，后者常可忽略)。故混合后pH ≈ -lg(0.05) ≈ 1.3。强酸与强碱混合：先反应，再看谁过量原则：两者混合必然发生中和反应 H⁺ + OH⁻ = H₂O。必须先判断反应后哪一种离子有剩余。方法：分别计算酸提供的 n(H⁺) 和碱提供的 n(OH⁻)。比较两者大小：若 n(H⁺) > n(OH⁻)，溶液呈酸性，过量的 c(H⁺) = [n(H⁺) - n(OH⁻)] / V总。若 n(H⁺) < n(OH⁻)，溶液呈碱性，过量的 c(OH⁻) = [n(OH⁻) - n(H⁺)] / V总，再通过Kw求c(H⁺)。若相等，溶液呈中性，pH=7 (25℃)。典例：常温下，将0.04 mol/L的盐酸V L与0.01 mol/L的Ba(OH)₂溶液V L混合。n(H⁺) = 0.04V moln(OH⁻) = 0.01V * 2 = 0.02V mol (注意Ba(OH)₂提供2个OH⁻)结果：n(H⁺) (0.04V) > n(OH⁻) (0.02V)，酸过量。混合后 c(H⁺) = (0.04V - 0.02V) / 2V = 0.01 mol/L故pH = -lg(0.01) = 2

总结与提醒

顺序是灵魂：对于酸碱混合，“先反应，后计算” 是铁律。体积是关键：无论是混合还是稀释，总体积的变化必须考虑。单位要统一：确保浓度的单位是mol/L，体积单位一致。

在最后的复*中，请务必对强酸强碱混合的不同情况（等浓度等体积、不等浓度等体积等）进行专项训练。当你能熟练运用“先判断、再反应、后计算”的思维流程时，pH计算题将不再是难题。

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