Wenn Sie eine Probe von reinem Wasser entnehmen, sind nur wenige Hydroxid- und Hydroniumionen vorhanden. Natürlich können sie sich zu Wasser verbinden und ja, sie verbinden sich, aber es gibt nur wenige Wassermoleküle, die brechen / verbinden, um die Ionen wieder zu bilden. Daher besteht ein dynamisches Gleichgewicht zwischen der Konzentration von Ionen und Wassermolekülen.

$ \ textrm {pH} $ ist per Definition der negative Logarithmus der Hydroniumionenkonzentration.

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

Sie kann die Konzentration von H + -Ionen erhalten, indem der pH-Wert in der folgenden Formel eingesetzt wird:

Ihr Versuch 2 ist fehlerhaft, weil Ihre Annahme, dass sich alle Ionen zu Wassermolekülen verbinden, falsch ist. Es wird immer einige Konzentrationen der Ionen geben, und alle müssen nicht kombiniert werden, um Wassermoleküle zu produzieren. Ihr Versuch 1 ist richtig.

Es scheint, als ob Sie das Konzept des Gleichgewichts und der Selbstionisation von Wasser nicht kennen. Ich habe einige gute Materialien ausgewählt, auf die Sie sich möglicherweise (sollten) beziehen möchten.

Chemisches Gleichgewicht

Selbstionisation von Wasser

Das Konzept des chemischen Gleichgewichts ist sehr wichtig, und Sie werden es tun in der Chemie häufig darauf stoßen, also müssen Sie es lernen. Auch die Selbstionisation von Wasser zusammen mit dem chemischen Gleichgewicht sind zentrale Konzepte für das Lernen von Säuren und Basen

Ich denke, Sie verwechseln zwei verschiedene Konzepte. Wenn Sie wissen möchten, wie viel Säure Sie hinzufügen müssen, um einen pH-Wert von 6,99 zu erreichen, ist es wichtig zu berücksichtigen, dass Wasser leicht dissoziiert. Das war aber nicht die Frage. Die Frage war einfach

, wie hoch die Konzentration von H _{3 sub> O ^{+ sup>}}

ist folgt direkt aus der Definition von p in pH :

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

Eine einfache mathematische Neuanordnung ergibt

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

Verwechseln Sie sich nicht mit zufälligen wissenschaftlichen Erkenntnissen, die nicht in die Antwort gehören ... es macht es nur schwieriger, als es sein muss.

Bitte verwerfen Sie die frühere Antwort, da ein kleines Missverständnis aufgetreten ist.

Hier findet auch eine Selbstionisation von Wasser statt, die die H + -Konzentration erhöht und die OH sup> -Konzentration verringert. Auch [H + +] aus Wasser ist aufgrund des gemeinsamen Ioneneffekts nicht gleich 10 -7 sup>. Net [H +] = 10 ^{-pH sup>}

Auch [H ^{+ sup>] = [H _{3 sub> O + sup>], weil ein einzelnes H + sup> mit einem einzelnen Wassermolekül kombiniert wird, um H3O + zu ergeben, ohne OH - sup> einzubeziehen, wie Sie es in Versuch 2 getan haben.}}

Der pH-Wert liegt nahe bei 7. Daher kann die Hydroniumionenkonzentration von Wasser nicht vernachlässigt werden. [H3O + für Wasser + H3O + aus Säure] [OH -] = 10 ^ -14

Bitte Es ist zu beachten, dass H2O teilweise dissoziiert, um H3O + und OH- zu bilden, und dass dieser Prozess ein Gleichgewicht mit schließlich dem ionischen Produkt erreicht: [H +] [OH -] = 10 ^ -14

Wenn eine Säure zu Wasser gegeben wird. H + nimmt zu und daher wird durch das Massenwirkungsgesetz das Gleichgewicht nach links gedrückt und die Konzentration von OH- nimmt ab. Auf diese Weise wird die Konzentration von H + größer als die Konzentration von OH-.

Sie können also tatsächlich die H + -Konzentration als 10 ^ (- ph) annehmen, was die Gesamtkonzentration von H + aufgrund von Säure und Wasser ergibt Ihr Versuch 2 ist konzeptionell falsch, da Sie den Unterschied zwischen H + und OH- genommen und PH selbst nicht gefunden haben. Ich denke, der Punkt, den Sie vergessen haben, ist, dass sowohl H + (eher H3O +) als auch OH- in Lösung zusammen existieren, obwohl einer über dem anderen liegen könnte. Ihr erster Ansatz ist also besser geeignet. PH ist per Definition das Negative des Gemeinsamen Logarithmus der gesamten H + -Konzentration in der Lösung.

PH = - log 10 [H3O +] [H3O +] = -antilog 10 (PH) [H3O +] = - 10 ^ 6,99 Weil Antilog b (x) = b ^ xDaher ist [H3O +] = 9772372,21