Si vous prenez un échantillon d'eau pure, il y aura peu d'ions hydroxyde et hydronium. Bien sûr, ils peuvent se combiner pour former de l'eau et oui, ils se combinent, mais il y aura peu de molécules d'eau qui se cassent / se combinent pour former à nouveau les ions. Il existe donc un équilibre dynamique entre la concentration d'ions et de molécules d'eau.

$ \ textrm {pH} $ est par définition le logarithme négatif de la concentration en ions hydronium.

$$ \ textrm {pH} = - \ log [\ ce {H ^ +}] = - \ log [\ ce {H3O ^ +}] $$

Vous peut obtenir la concentration des ions H ⁺ en substituant la valeur du pH dans la formule suivante,

$$ [\ ce {H3O ^ +}] = 10 ^ {\ mathrm {-pH}}. $$

Votre tentative 2 est erronée car votre hypothèse selon laquelle tous les ions se combinent pour former des molécules d'eau est incorrecte. Il y aura toujours des concentrations d'ions et toutes n'ont pas besoin de se combiner pour produire des molécules d'eau. Votre tentative 1 est correcte.

Il semble que vous ne soyez pas conscient du concept d'équilibre et d'auto-ionisation de l'eau, j'ai choisi quelques bons matériaux auxquels vous pourriez (devriez) vouloir vous référer,

Équilibre chimique

Auto-ionisation de l'eau

Le concept d'équilibre chimique est très important et vous rencontrez-le fréquemment en chimie, vous devez donc l'apprendre. De plus, l'auto-ionisation de l'eau et l'équilibre chimique sont des concepts centraux pour l'apprentissage des acides et des bases.

Je pense que vous confondez deux concepts différents. Si vous voulez savoir combien d'acide vous devez ajouter pour atteindre un pH de 6,99, il est important de tenir compte du fait que l'eau est légèrement dissociée. Mais ce n'était pas la question. La question était simplement

quelle est la concentration de H ₃ O ⁺

Et que découle directement de la définition de p dans pH :

$$ \ rm {pH = - \ log_ {10} ([H_3O ^ +] )} $$

Un simple réarrangement mathématique vous donne

$$ \ rm {[H_3O ^ +] = 10 ^ {- 6.99}} $$

Ne vous confondez pas avec des éléments scientifiques aléatoires qui n'appartiennent pas à la réponse ... cela rend les choses plus difficiles que nécessaire.

Veuillez supprimer la réponse précédente car il y a eu un petit malentendu.

Ici, l'auto-ionisation de l'eau aura également lieu, ce qui augmentera la concentration de H ⁺ et réduira la concentration d'OH ⁺ . De plus, [H ⁺ ] de l'eau ne sera pas égal à 10 ^-7 en raison de l'effet ionique commun. Net [H +] = 10 ^-pH

Aussi [H ⁺ ] = [H ₃ O ⁺ ] car un seul H ⁺ se combine avec une seule molécule d'eau pour donner H3O + sans impliquer OH ^- comme vous l'avez fait lors de la tentative 2.

Le pH est proche de 7, donc la concentration en ions hydronium de l'eau ne peut être négligée. [H3O + eau + H3O + acide] [OH -] = 10 ^ -14

S'il vous plaît notez que H2O se dissocie partiellement pour former H3O + et OH- et que ce processus atteint finalement l'équilibre avec le produit ionique: [H +] [OH -] = 10 ^ -14

Si un acide est ajouté à l'eau. H + augmente et donc par la loi de l'action de masse l'équilibre est poussé vers la gauche et la concentration d'OH- diminue. C'est ainsi que la concentration de H + devient supérieure à la concentration de OH-.

Donc, vous pouvez en fait prendre la concentration de H + comme 10 ^ (- ph) ce qui donne la concentration totale de H + due à la fois à l'acide et à l'eau Votre tentative 2 est conceptuellement erronée car vous avez pris la différence entre H + et OH- et n'avez pas trouvé PH lui-même. Je pense que le point que vous avez oublié est que H + (plutôt H3O +) et OH- existent ensemble en solution bien que l'un puisse être en excès par rapport à l'autre, donc votre première approche est plus appropriée.pH est par définition le négatif du commun logarithme de la concentration totale de H + dans la solution.

PH = - log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = - 10 ^ 6.99Parce que l'antilog b (x) = b ^ xPar conséquent, [H3O +] = 9772372.21