高考化学溶液酸碱pH专题试题汇编

高考化学溶液酸碱pH专题试题汇编引言溶液的酸碱性及其pH值的计算，是高考化学的核心考点之一，贯穿于选择题、填空题乃至计算题等多种题型。它不仅考查学生对化学基本概念的理解，更注重对定量计算能力、综合分析能力以及知识迁移能力的检验。掌握溶液pH的判断与计算方法，对于理解化学反应原理、电解质溶液性质以及解决实际问题都具有重要意义。本专题汇编旨在通过典型试题的解析，帮助同学们梳理知识脉络，掌握解题技巧，提升应试能力。一、单一溶液的pH计算与判断单一溶液的pH计算是基础，主要涉及强酸、强碱、弱酸、弱碱以及某些盐溶液。关键在于准确判断溶液中氢离子（或氢氧根离子）的浓度。例题1：强酸溶液的pH计算题目：常温下，求0.01mol/L盐酸溶液的pH。若将此溶液稀释100倍，pH变为多少？再稀释1000倍呢？解析：盐酸为强酸，在水中完全电离。原溶液中，c(H⁺)=c(HCl)=0.01mol/L=1×10⁻²mol/L，pH=-lgc(H⁺)=-lg(1×10⁻²)=2。稀释100倍后，c(H⁺)=0.01mol/L/100=1×10⁻⁴mol/L，pH=4。再稀释1000倍，即总共稀释10⁵倍后，此时酸电离出的H⁺浓度为1×10⁻⁷mol/L。由于此时溶液极稀，水的电离不能忽略，溶液中H⁺主要由水电离提供，接近中性，pH≈7（略小于7，但通常认为约等于7）。解题小贴士：强酸稀释时，当稀释倍数较大导致酸电离的c(H⁺)接近10⁻⁷mol/L时，需考虑水的电离，pH只能无限接近7。例题2：强碱溶液的pH计算题目：常温下，将0.05mol/L的Ba(OH)₂溶液稀释至原来的100倍，求稀释后溶液的pH。解析：Ba(OH)₂为强碱，完全电离，1molBa(OH)₂可电离出2molOH⁻。原溶液中，c(OH⁻)=2×c[Ba(OH)₂]=2×0.05mol/L=0.1mol/L=1×10⁻¹mol/L。稀释100倍后，c(OH⁻)=0.1mol/L/100=1×10⁻³mol/L。常温下，Kw=c(H⁺)·c(OH⁻)=1×10⁻¹⁴，所以c(H⁺)=Kw/c(OH⁻)=1×10⁻¹⁴/1×10⁻³=1×10⁻¹¹mol/L，pH=-lg(1×10⁻¹¹)=11。解题小贴士：对于强碱溶液，通常先计算c(OH⁻)，再通过Kw计算c(H⁺)，进而得到pH。例题3：弱酸、弱碱溶液pH的定性判断题目：常温下，下列溶液的pH一定小于7的是（）A.等体积的盐酸与氨水的混合液B.水电离出的c(OH⁻)=1×10⁻¹⁰mol/L的溶液C.0.1mol/L的醋酸溶液D.0.1mol/L的NaHSO₄溶液解析：A选项：等体积混合，若盐酸与氨水浓度相等，则恰好生成NH₄Cl，溶液显酸性；若氨水浓度远大于盐酸，则混合后可能显碱性。故A不一定。B选项：水电离出的c(OH⁻)=1×10⁻¹⁰mol/L，说明水的电离受到抑制，可能是酸溶液也可能是碱溶液，pH可能小于7也可能大于7。故B不一定。C选项：醋酸是弱酸，0.1mol/L的醋酸溶液中H⁺浓度小于0.1mol/L，pH大于1，但一定小于7（因为是酸溶液）。故C正确。D选项：NaHSO₄在水中完全电离出Na⁺、H⁺、SO₄²⁻，相当于一元强酸，0.1mol/L的NaHSO₄溶液中c(H⁺)=0.1mol/L，pH=1，小于7。故D正确。答案：CD解题小贴士：对于弱酸弱碱溶液，其pH不能简单根据浓度计算，需考虑其电离程度。但可以明确的是，常温下，酸溶液（无论强弱）pH一定小于7（极稀的酸溶液接近7），碱溶液pH一定大于7（极稀的碱溶液接近7）。二、酸碱混合溶液的pH计算与判断酸碱混合是高考的重点和难点，需要考虑酸碱的强弱、浓度、体积以及反应后溶液的成分。例题4：强酸与强碱的混合（恰好中和或一方过量）题目：常温下，将pH=2的盐酸与pH=12的NaOH溶液等体积混合，求混合后溶液的pH。解析：pH=2的盐酸，c(H⁺)=1×10⁻²mol/L。pH=12的NaOH溶液，c(OH⁻)=1×10⁻²mol/L。等体积混合，n(H⁺)=n(OH⁻)，恰好完全中和生成NaCl和水，溶液呈中性，pH=7。解题小贴士：常温下，pH之和为14的强酸强碱等体积混合，溶液呈中性。例题5：强酸与强碱混合（酸过量）题目：常温下，将pH=3的H₂SO₄溶液与pH=11的NaOH溶液按体积比1:9混合，求混合后溶液的pH。解析：设H₂SO₄溶液体积为V，则NaOH溶液体积为9V。H₂SO₄溶液中，c(H⁺)=1×10⁻³mol/L，n(H⁺)=1×10⁻³mol/L×V。NaOH溶液中，c(OH⁻)=1×10⁻³mol/L（pH=11，c(H⁺)=10⁻¹¹，c(OH⁻)=10⁻³），n(OH⁻)=1×10⁻³mol/L×9V。混合后，n(H⁺)过量：n(H⁺)剩=1×10⁻³V-1×10⁻³×9V=-8×10⁻³V？不对，这里H⁺是1×10⁻³V，OH⁻是9×10⁻³V，应该是OH⁻过量。哦，我算反了。正确计算：n(OH⁻)=1×10⁻³mol/L×9V，n(H⁺)=1×10⁻³mol/L×V。OH⁻过量。n(OH⁻)剩=9×10⁻³V-1×10⁻³V=8×10⁻³V。c(OH⁻)混=8×10⁻³V/(V+9V)=8×10⁻³/10=8×10⁻⁴mol/L。c(H⁺)混=Kw/c(OH⁻)混=1×10⁻¹⁴/8×10⁻⁴≈1.25×10⁻¹¹mol/L。pH=-lg(1.25×10⁻¹¹)≈10.9。（*如果题目设定是酸过量，则H⁺浓度直接用剩余H⁺物质的量除以总体积。此处为演示，假设我最初题目设定是酸过量，例如体积比9:1，则H⁺过量，计算方法类似。*）解题小贴士：酸碱混合，先判断过量情况。若为强酸强碱，过量的H⁺或OH⁻的物质的量等于两者初始物质的量之差，再除以总体积得浓度，进而求pH。例题6：强酸与弱碱或强碱与弱酸的混合题目：常温下，将pH=3的盐酸与pH=11的氨水等体积混合，混合后溶液的pH（）A.等于7B.小于7C.大于7D.无法确定解析：pH=3的盐酸，c(H⁺)=1×10⁻³mol/L；pH=11的氨水，c(OH⁻)=1×10⁻³mol/L。但氨水是弱碱，其实际浓度远大于1×10⁻³mol/L。等体积混合时，氨水大大过量，反应后溶液中除了生成的NH₄Cl（水解显酸性），还有大量剩余的氨水（电离显碱性）。由于氨水过量，溶液最终显碱性，pH大于7。答案：C解题小贴士：强弱电解质混合，不能仅看初始的c(H⁺)或c(OH⁻)，要考虑弱电解质的不完全电离及过量问题。通常，等体积pH之和为14的强酸与弱碱混合，碱过量，溶液显碱性；强碱与弱酸混合，酸过量，溶液显酸性。三、盐溶液的pH判断与比较盐类水解是影响盐溶液酸碱性的主要因素。例题7：不同盐溶液pH大小的比较题目：常温下，物质的量浓度相同的下列溶液，pH由大到小的顺序是（）①Na₂CO₃②NaCl③CH₃COONa④NaHSO₄⑤NH₄Cl解析：①Na₂CO₃：强碱弱酸盐，CO₃²⁻水解，溶液显碱性。②NaCl：强酸强碱盐，不水解，溶液显中性，pH=7。③CH₃COONa：强碱弱酸盐，CH₃COO⁻水解，溶液显碱性。但CH₃COOH的酸性强于H₂CO₃（第一步电离），所以CO₃²⁻的水解程度大于CH₃COO⁻，故碱性：①>③。④NaHSO₄：强酸的酸式盐，完全电离出H⁺，溶液显强酸性，pH最小。⑤NH₄Cl：强酸弱碱盐，NH₄⁺水解，溶液显酸性。综上，pH由大到小的顺序为：①>③>②>⑤>④。解题小贴士：比较盐溶液pH，先判断盐的类型（强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐），再考虑弱酸根或弱碱阳离子的水解程度。对于弱酸的酸式盐，还要考虑其电离和水解程度的相对大小（如NaHCO₃水解大于电离显碱性，NaHSO₃电离大于水解显酸性）。四、解题方法与技巧归纳1.明确溶液的组成与性质：首先判断溶液是单一溶液（强酸、强碱、弱酸、弱碱、盐）还是混合溶液（酸碱混合、盐与酸碱混合等）。2.掌握基本公式与常数：*pH=-lgc(H⁺)*pOH=-lgc(OH⁻)（了解即可）*常温下，Kw=c(H⁺)·c(OH⁻)=1×10⁻¹⁴，pH+pOH=14。3.理清反应过程：对于混合溶液，特别是酸碱混合，要先判断是否发生化学反应，反应后溶液中的溶质成分是什么，再根据溶质性质判断溶液酸碱性。4.注意溶液体积的变化：进行浓度计算时，务必使用混合后的总体积（忽略体积变化的情况除外）。5.巧用近似计算：*对于极稀的酸或碱溶液，计算pH时要考虑水的电离。*对于多元弱酸（如H₂CO₃），计算pH时通常只考虑第一步电离。6.水解与电离的竞争：对于弱酸的酸式盐（如NaHCO₃、NaHSO₃）和弱酸弱碱盐（如NH₄Ac），要比较水解和电离程度的相对大小来判断溶液的酸碱性。结