PH的计算与比较是近几年高考的必考题，高考重现率100%。这类题能有效地测试考生的判断、推理、运算等思维能力。下面笔者就有关溶液PH的计算类型进行探讨和归纳。

一、定义型（指单一溶质的溶液PH的计算）
    ⒈一般定义：PH＝－lg[H⁺]
    解题的关键是求各种情况下的 [H⁺]：对于酸（H_nA），浓度为C。当其为强酸时：[H⁺] ＝nC；当其为弱酸时：[H⁺]＝aC(a为电离度)；对于碱(B(OH)_n)，浓度为C。当其为强碱时：[OH^-]＝nC； [H⁺] ＝10^-14/n C当其为弱碱时： [OH^-] ＝aC（a为电离度），再根据水的离子积求[H⁺] 。
    例1 0.1mol/L的酸溶液的PH
    A、＝1     B、≥1     C、 ≤ 1     D、无法确定
    分析：当酸为强酸时，为一元强酸，[H⁺] ＝0.1mol/L，则PH＝1；为二元强酸，[H⁺]＝0.2mol/L，则PH＜1；为 一元弱酸， [H⁺] ＜0.1mol/L，则PH＞1。因此，正确答案为D
    2、特殊定义 ：根据题目所给的信息定义进行解答题目。1999年科学家Henk Van Lubeck提出酸度概念，定义AG＝lg[C(H⁺)/C(OH^-)]，解答这类习题应根据相应的定义作答。

二、稀释型（指单一溶质加水稀释或相当于水的稀释作用）
    实质：稀释前后酸或碱的物质的量不变。一般计算公式：C1V1＝C2V2，据此求出稀释后酸或碱的物质的量的浓度。特殊结论：⒈若为酸：强酸， PH＝a,稀释10n,，PH＝a+n ；若为弱酸，PH＝a,稀释10n,a＜ PH＜a+n；若酸的溶液无限稀释，则无论酸的强弱，PH一律接近于 ⒉若为碱：强碱， PH＝a,稀释10n, PH＝a－n.；弱碱，PH＝a,稀释10n, a－n. ＜ PH＜a；若碱的溶液无限稀释，则无论碱的强弱，PH一律接近于7。
    例2 下列六种情况下的PH分别为多少?
    ⑴PH＝2的HCl溶液稀释1000倍，所得溶液的PH（ ）
    ⑵PH＝2的CH₃COOH溶液稀释1000倍，所得溶液的PH（ ）
    ⑶PH＝2的HCl溶液稀释100倍，所得溶液的PH（ ）
    ⑷PH＝11的NaOH溶液稀释100倍，所得溶液的PH（ ）
    ⑸PH＝11的NH₃·H₂O溶液稀释100倍，所得溶液的PH（ ）
    ⑹PH＝10的NaOH溶液稀释100倍，所得溶液的PH（ ）
    应用上述方法，不难得出正确答案分别为：5；2＜PH＜5；7；9；9＜PH＜11；7。

三、混合型（多种溶液混合）
    实质：多种溶液混合后溶液的PH计算。
    ⒈同性溶液的混合
    实质：同种离子存在量的积累。（累积法）
    一般算式：若为酸的溶液混合，则[H⁺](混)＝（ [H⁺]1V1+ [H⁺]2V2）/(V1+V2)
    若为碱的溶液混合，则[OH^-](混)＝（ [OH^-]1V1+ [OH^-]2V2）/(V1+V2)
特殊规律：⑴当两种强酸溶液的PH相差2及以上，且等体积混合时：PH（混）＝PH（小）＋0.3
    ⑵当两种强碱溶液的PH相差2及以上，且等体积混合时：PH（混）＝PH（大）－0.3
    ⒉异性溶液混合
    实质：H⁺＋OH^-＝H2O(抵消法)
    若酸过量，则[H⁺]（过）＝（ [H⁺]1V1－ [OH^-]2V2）/(V1+V2)
    若碱过量，则[OH^-](过)＝（ [OH^-]1V1－ [H⁺]2V2）/(V1+V2)
    若刚好中和，则溶液的PH＝7
    应用一：酸与碱溶液混合后的酸碱性判断
    例3 有下列几种选项可供选择： A PH ﹥7   B PH﹤7   C PH≤7   D PH≥7   E PH＝7   F无法确定
    ⑴PH＝2的HCl与PH＝12NaOH溶液等体积混合后,溶液的PH为（ E ）
    ⑵PH＝2的HCl与PH＝12的NH₃·H₂O溶液等体积混合后，溶液的PH为（ A ）
    ⑶PH＝2的CH₃COOH溶液与PH＝12NaOH溶液等体积混合后，溶液的PH为（ B ）
    ⑷PH＝2的酸与PH＝12NaOH溶液等体积混合后，溶液的PH为（ C ）
    ⑸PH＝2的HCl与PH＝12某碱溶液等体积混合后，溶液的PH为（ D ）
    ⑹PH＝2的某酸与PH＝12某碱溶液等体积混合后，溶液的PH为（ F ）
    分析：上述试题特点有以下几点:⒈酸与碱的PH之和为14；⒉酸与碱溶液的体积相等。
    结论：酸与碱溶液混合后的酸碱性判断取决于酸碱的强弱。
    ⒈同强显中性；⒉谁弱谁过量，显谁性。酸弱酸过量，显酸性，PH＜7。
    应用二：强酸强碱溶液中和显中性后PH与体积之比关系的计算
    一般通式：若酸的PH＝a，体积为V(酸)，碱的PH＝b，体积为V(碱)，混合后溶液呈中性，则酸碱溶液的PH之和与它们的体积之比的关系为： 根据中性溶液中:n(H⁺) ＝n(OH^-)，有10^-a× V(酸) ＝(10^-14/10^-b) × V(碱), V(酸) ﹕V(碱) ＝10^a＋b－14
    例4 25℃时，有PH为a的盐酸和PH为b的NaOH溶液，取该盐酸1体积同该NaOH10体积溶液中和，刚好溶液中[Na⁺]＝[Cl^-]。则a+b＝( ) ,若还是上述题目中的酸和碱中和，溶液显中性，且a+b＝15，则V(酸)/V(碱)＝( )
    分析： 解题的关键是抓住中性溶液中:n(H⁺) ＝n(OH^-)，则有 10^-a×1＝(10^-14/10^-b) ×10
∴ 10^-a ＝10^-13+b ∴ a＋b＝13 同理得：V(酸)/V(碱)＝10∶1

四、方程计量型
    根据化学方程式中的计量系数计算生成的[H⁺]或[OH^-]
    例5 用铂电极电解NaCl 和CuSO₄的混合溶液，当电路中通过4mol电子时，阴极和阳极上都产生
1.4mol气体，电解后溶液体积为4L ，则最后电解液的PH 最接近于（ ）
    A 11      B 12      C 13     D14
    分析：此题关键是 ⑴H2O    H⁺＋OH^-    ⑵阴阳极得失电子数相等： ⑶充分利用电极反应：
    阴极：Cu²⁺ ＋ 2e ＝ Cu              阳极：2Cl^- － 2e ＝ Cl₂
                                            2mol  2mol   1mol
                                                  2amol  amol
    2 H⁺ ＋ 2e ＝ H₂                            4OH^- － 4e＝ 2H₂O ＋ O₂
   2mol   2mol  1mol                           4mol         4mol   1mol
  2.8mol 2.8mol 1.4mol                         4 bmo        4bmol  bmol
依题意得： a＋b＝1.4 (1)       2a＋4b＝4 (2)
联立（1）（2）得a＝0.8mol b＝0.6mol
则溶液中的[OH^-] ＝(2.8－2.4)mol/4L＝0.1mol/L PH＝14－POH＝14－1＝13

巩固练习：
    1、1909年丹麦科学家Sorense用公式PH＝-㏒C[H⁺]引入PH，1999年科学家Henk Van Lubeck提出酸度概念，定义AG＝lg[C(H⁺)/C(OH^-)],下列叙述错误的是
    A、常温时，中性溶液的PH＝7，AG＝0    B、酸性溶液的AG＞0，AG越大，溶液的PH越小。        C、碱性溶液的AG＞0，AG越大，溶液的PH越大。    D、常温时，碱性溶液中AG＝14－2PH
    2、在25℃时若10体积的某强酸溶液与1体积的某强碱溶液混合后呈中性,则混合之前,该强酸的PH与强碱的PH之和为( )(94年高考)
    A、12      B、13      C、14      D、15
    3、c₁、c₂、α₁、α₂、PH₁、PH₂分别表示两种一元弱酸的物质的量浓度、电离度和溶液的PH,如果已知PH₁＜PH₂,且α₁＞α₂,则c₁和c₂的关系( )(95年高考)
    A、c₁＞c₂     B、c₁＝c₂     C、c₁＜c₂     D、无法确定
参考答案：1、C     2、D     3、 D