Er et fysisk pH-niveau fysisk muligt?

Én publikation til dig: “ Negativ pH findes ”, KF Lim, J. Chem. Uddannelse. 2006 , 83 , 1465 . Citerer abstraktet fuldt ud:

Den misforståelse, at pH ligger mellem 0 og 14, er blevet videreført i populærvidenskabelige bøger, lærebøger, revisionsguider og reference bøger.

Artikelteksten indeholder nogle modeksempler:

For eksempel kommercielt tilgængelig koncentreret HCI-opløsning (37 masseprocent) har $ \ mathrm {pH} \ ca. -1,1 $, mens mættet NaOH-opløsning har $ \ mathrm {pH} \ ca. 15,0 $.

Det er bestemt muligt teoretisk. Løs for $ \ ce {pH < 0} $:

$ \ ce {-log [H +] < 0 \\ log [H +] > 0 \\ [H +] > 1} $

Så som du sagde, en løsning, hvor hydrogenionkoncentrationen overstiger en skulle teoretisk have en negativ $ \ ce {pH} $. Når det er sagt, ved disse ekstreme koncentrationer, er nytten og accura cy af $ \ ce {pH} $ -skalaen bryder sammen af forskellige årsager.

Selv syrer, der traditionelt er kategoriseret som “stærke”, adskiller sig faktisk ikke 100%. I virkeligheden er deres dissociation i det væsentlige også en ligevægtsproces, skønt dette kun bliver tydeligt ved overordentlig høje koncentrationer. Da opløsningen bliver mere koncentreret, kan enhver yderligere syre ikke solvatiseres så grundigt, og den kemiske ligevægt begynder at favorisere dissociation gradvist mindre og mindre. Derfor, da løsningen bliver mere og mere mættet, begynder graden af dissociation at blive plateau, og hydrogenionkoncentrationen nærmer sig en praktisk øvre grænse. Desuden er $ \ ce {pH} $ målt via molær koncentration som en proxy for termodynamisk aktivitet i sagens natur unøjagtig i ekstreme koncentrationer. Andre fænomener, såsom dannelse af forskellige kemiske arter ved selvionisering på en koncentrationsafhængig måde, komplicerer yderligere tingene (f.eks. Generering af $ \ ce {H3SO4 +} $ i koncentreret svovlsyre, $ \ ce {H2F +} $ i koncentreret flussyre osv.).

For stærkt koncentrerede opløsninger af stærke syrer findes alternativer / udvidelser til $ \ ce {pH} $, der er funktionelle ud over grænserne for $ \ ce {pH} $ (se f.eks. Hammett surhedsfunktion ).

Hvad angår, om opløsninger med negativ $ \ ce {pH} $ faktisk har været eksperimentelt forberedt eller observeret, er svaret ja. Her er “et link til en artikel , der beskriver målingen af $ \ ce {pH} $ i sure minevande, hvilket citerer et tal på $ -3,6 $.

Kommentarer

• Jeg er helt enig i dit svar. Som jeg husker er pH afledt af masseaktionsloven i vandig opløsning (til $ 25 ^ \ circ {} C $), deraf $ \ ce {pH = – \ log_ {10} c (H3O +)} $, med $ \ ce {K_ {w} = [H3O +] \ cdot [{} ^ {-} OH] \ approx14} $. Dette er også en af grundene til, at disse surheder er svære at måle. Det er også værd at nævne, at det er meget temperaturafhængigt. ($ K = \ exp \ {- \ frac {\ Delta G} {RT} \ } $).
• @GregE. Det ‘ er noget modstridende med at diskutere pH som -log [H +] og derefter sige, at pH = -3,6 er mulig Der er ingen måde, du kan klemme over 1000 mol hydroniumioner i en liter! Værdien -3.6 giver kun mening, hvis du forklarer, at pH = – log (H + aktivitet), og at det er afvigelsen fra aktivitet fra koncentration, der gør værdien -3,6 mulig. -log [H +] instea d ville være omkring -1 for minevandet.
• @Dave Jeg er ikke så sikker på din kommentar. Tænkte, at parenteserne betød teknisk aktivitet. Vi antager bare, at det ‘ er proportionalt med koncentration i typisk brug.

Enhver stærk syreopløsning med en koncentration på mere end 1 mol / L har den negative pH. Tænk på ethvert koncentrat, der almindeligvis anvendes stærk syreopløsning, såsom 3M $ \ ce {HCl} $, 6M $ \ ce {HNO3} $. Negativ pH er faktisk meget almindelig.

Det er meget muligt.

Lad os sige, at du lægger 3 mol $ \ ce {HCl} $ i 1 mol vand. $ \ ce {HCl} $, idet den er en stærk syre, adskiller den sig fuldstændigt i $ \ ce {H +} $ og $ \ ce {Cl -} $ ioner som:

$$ \ ce {HCl – > H + + Cl -} $$

så efter fuldstændig dissociation, $ [\ ce {H +}] = 3 ~ \ mathrm {mol / L} $ (ignorerer det meget lille bidrag fra selve vandet)

Per definition er $$ \ mathrm {pH} = – \ log [\ ce {H +}] $$

derfor $ \ mathrm {pH} = – \ log 3 = -0.48 $

Så det er meget muligt at have opløsninger af stærke syrer, hvis $ \ ce {[H +]} $ er 1 molær eller mere, og dermed hvis pH er negativ.

Kommentarer

• Selvom jeg er enig i, at en koncentreret opløsning af en stærk syre er et glimrende modeksempel, skal det nævnes, at denne behandling grænser op til at være lidt forenklet. PH er strengt defineret som den negative logaritme for aktiviteten af $ \ ce {H +} $, og aktivitetsværdien afviger fra koncentrationsværdien, især ved højere koncentrationer. Som et eksempel bruger standardbrintelektroden faktisk 1,18 M HCI for at sikre, at $ a _ {\ ce {H +}} = 1 $.
• Mens negative pH-værdier helt sikkert er mulige (se alle andre svar), er der et praktisk element i ideen om, at pH-skalaen går fra 0-14. De fleste kommercielle pH-målere, dem der bruges i uddannelsesmæssige indstillinger (og mange kommercielle indstillinger), har en betydelig fejlmængde, når du går til meget høj og meget lav pH. Derudover kan måling af pH-værdier under 1 også beskadige mange pH-målere, da syren angriber glasset og andre komponenter i sonden.

Det er muligt at have $ \ mathrm {pH} < 0 $, og du behøver ikke oprette noget stof. Tag en koncentreret opløsning af en af de stærke uorganiske syrer (dvs. en med dissociationskonstant over 1000 som svovlsyre) og her er du.

Jeg vil ikke gå ind i tekniske forhold, da det er blevet diskuteret rigeligt ovenfor, men højest registrerede $ \ mathrm {pH} $ er af fluoroantimonsyre med $ \ mathrm {pH} \ {-25} $, så ja det er muligt.

Kommentarer

• Tilføjelse af lidt mere baggrund og måske nogle kedelige teknikker kan faktisk være vejen til et godt svar. I det ‘ s aktuelle tilstand, dette svar giver ikke mere ny indsigt i emnet.
• Det ‘ er ikke en pH-værdi, men pKa-værdi

pH-skalaen tages på vores reference som 0 til 14 for koncentrationsværdier fra $ 1 ~ \ mathrm {M} $ til $ \ mathrm {10} ^ {- 14} \, \ mathrm {M} $. Dette interval er sådan, at vores normale beregninger i laboratoriet let kan udarbejdes. Det skal bemærkes, at denne skala er ved stuetemperatur. Hvis du øger temperaturen, ændres grænserne. For eksempel er pH i rent vand ved $ 100 \, \ mathrm {^ \ circ C} $ $ 6,14 $ og ikke $ 7 $. Derfor kan vi se, at skalaen er forskudt med temperaturen.

Kommentarer

• Dette er ligefrem forkert. Ja pH ændres ved forskellige temperaturer, men det betyder ikke på nogen måde, at der er ” grænser ” på pH-skalaen. ” Dette interval er sådan, at vores normale beregninger i lab let kan udarbejdes ” – ikke sådan noget.

$ \ mathrm {pH} $ er i det væsentlige en konvention . Det er defineret som $$ – \ log_ {10} [\ ce {H +}] $$ da koncentrationerne af de ofte anvendte løsninger ligger i intervallet $$ [10 ^ {- 14} \ \ mathrm {mol / L}, 1 \ \ mathrm {mol / L}] $$ og dermed $ \ mathrm {pH} $ ligger i $$ [0,14] $$ Men intet begrænser en vandig løsning fra at have en $ \ mathrm {pH} $ der ikke ligger i dette interval.De eneste begrænsninger er: $$ [\ ce {H +}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ og $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ Det første begrænsende tilfælde er, når du formoder, at alt vand er blevet til $ \ ce {H +} $ , hvilket ikke er rigtigt, fordi der skal være noget vand, der er blevet til $ \ ce {OH -} $ for at $$ K_ \ mathrm w = [\ ce {H +}] [\ ce {OH -}] $$ Men $$ [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} = \ frac {1 \ \ mathrm {mol}} {18 \ \ mathrm g} \ frac {1000 \ \ mathrm g} {1 \ \ mathrm L} = 55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ Og så har vi $$ [\ ce {H +} ] \ lt55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ Det sidste tilfælde antyder $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O }] _ \ text {liquid} $$ hvilket betyder (i betragtning $ K_ \ mathrm w = 10 ^ {- 14} $ ) $$ [\ ce {H +}] \ gt \ frac { 10 ^ {- 14}} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} $$ Derefter $$ \ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} \ lt [\ ce {H +}] \ lt55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ $$ – \ log_ {10} (55.6) \ lt- \ log_ {10} [\ ce {H +}] \ lt- \ log_ {10} \ left (\ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ right) $$ $$ – 1.74 \ lt \ mathrm {pH} \ lt15.74 $$

Kommentarer

• Dette gælder for vandige opløsninger ved stuetemperatur, hvor $ K_w $ antager, at værdien og tætheden af vand er ca. 1 g / ml
• I ‘ er bange for, at du startede med en omtrentlig definition af pH, hvilket gør resten af afledningen forkert. pH defineres af den kemiske aktivitet af protoner , ikke af deres koncentration. Aktivitetskoefficienten kan afvige enormt fra 1 i koncentrerede løsninger, så dine foreslåede grænser kan overskrides.