溶媒自体が水であるため、どちらでも違いはありません。 $ \ ce {H +} $または$ \ ce {H3O +} $を使用します。
$ \ ce {H3O +} $は、基本的に$ \ ce {H +} $の水和形態です。ご存知のように、水中の酸素原子には2つの孤立電子対が含まれています。孤立したペアの1つを、電子を持たない水素原子に供与すると、$ \ ce {H3O +} $が得られます。
したがって、
$ \ ce {H3O +} $は$ \ ceではありません。 {H +} $
$ \ ce {H3O +} $は$ \ ce {H +（aq）} $
これは、$ \ ce {H +} $の水性形態が$ \ ce {H3O +として表されることを意味します} $
すべての場合において、酸はプロトン（またはヒドロニウムイオンH3O +）を生成し、塩基はOH-（水酸化物）を生成します。水溶液中のイオン。
H3O +イオンは、水分子に結合したH +イオンであるため、H +イオンと同じであると見なされます。プロトンは正電荷のため水溶液中に存在できません。それは水分子上の電子に引き付けられ、記号H3O +がこの移動を表すために使用されます。
方程式は次のように書くことができます。
H + + H2O（l）→H3O +（ aq）。
これは、反応物として水を含むため、加水分解です。
問題の最初の方程式である水のイオン化方程式について考えてみます。
H2O（l）+ H2O（l）→H3O +（aq）+ OH-（aq）
H3O +はH2Oの共役酸です。したがって、H3O +は水溶液中のプロトンの省略形として使用されます。非水溶液では、プロトンは異なる構造を形成します。
2番目の式：
H2O（l）→H +（aq）+ OH-（aq）
H2Oが等しい部分H +で構成されていることを示しますおよびOH-イオンであり、脱プロトン化された形態（OH-）を有する両性（酸または塩基であり得る）である。イオン成分は非常に低濃度であり、水分子は一般に、わずかな正電荷を優先する双極子モーメントと共有結合していると見なされます。
25°Cの純水中のH3O +イオン濃度は10 ^ -7です。 dm ^ -3。これは次のように書くことができます：
[H3O +] = 10 ^ -7
ここで、記号[]は「モル濃度」（モル数dm ^ -3）を意味します。
純水のイオン化によって形成されるH3O +イオンとOH-イオンの数は等しくなければなりません（式から）：
[H3O +] = [OH-] = 10 ^- 7）。
これは、純水が酸性でも塩基性でもない、中性であることを示しています。 [H3O +] = [OH-]の積は、水のイオン積です。
[H3O +] [OH-] = 10 ^ -7×10 ^ -7 = 10 ^ -14
は、水溶液（水溶液）中で、酸性、塩基性、または中性の場合、イオン濃度の積は10 ^ -14に等しくなります。
酸性溶液には、OH-イオンよりも多くのH3O +イオンが含まれています。基本的なソリューションの場合はその逆です。
したがって、水溶液は次のようになります。[H3O +] = 10 ^ -7の場合は中性。 [H3O +]> 10 ^ -7の場合は酸性。 [H3O +] < 10 ^ -7の場合の基本。
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