Un amigo mío estaba revisando la definición de pH y se preguntaba si es posible tener un nivel de pH negativo. A partir de la siguiente ecuación, ciertamente parece posible: solo tenga una solución molar de $ 1.1 $ (o algo $ \ gt 1 $) de iones $ \ ce {H +} $: $$ \ text {pH} = – \ log ([\ ce {H +}]) $$ (Donde $ [\ ce {X}] $ denota la concentración de $ \ ce {X} $ en $ \ frac {\ text {mol}} {\ text {L}} $. )
Si $ [\ ce {H +}] = 1.1 \ \ frac {\ text {mol}} {\ text {L}} $, entonces $ \ mathrm {pH} = – \ log ( 1.1) \ approx -0.095 $
Entonces, es teóricamente posible crear una sustancia con un pH negativo. Pero, ¿es físicamente posible (p. Ej., Podemos crear un ácido 1,1 molar en el laboratorio que todavía se comporte de manera consistente con esa ecuación)?
Comentarios
- El $ 0 $ en la escala de pH es un artefacto de nuestro sistema de unidades. Físicamente, no hay nada especial en la concentración $ 1 \ textrm {mol dm} ^ {- 3} $ (pH $ 0 $) más que en la concentración $ 1 \ textrm {lb-mol ft} ^ {- 3} $ .
Respuesta
Una publicación para ti: “ El pH negativo sí existe ”, KF Lim, J. Chem. Educ. 2006 , 83 , 1465 . Citando el resumen completo:
La idea errónea de que el pH se encuentra entre 0 y 14 se ha perpetuado en libros de divulgación científica, libros de texto, guías de revisión y referencias. libros.
El texto del artículo proporciona algunos contraejemplos:
Por ejemplo, La solución concentrada de HCl disponible comercialmente (37% en masa) tiene $ \ mathrm {pH} \ approx -1.1 $, mientras que la solución saturada de NaOH tiene $ \ mathrm {pH} \ approx 15.0 $.
Respuesta
Ciertamente es posible en teoría. Resuelva para $ \ ce {pH < 0} $:
$ \ ce {-log [H +] < 0 \\ log [H +] > 0 \\ [H +] > 1} $
Entonces, como dijiste, una solución en la que la concentración de iones de hidrógeno exceda uno teóricamente debería tener un $ \ ce {pH} $ negativo. Dicho esto, en esos extremos de concentración, la utilidad y la precisión cy de la escala $ \ ce {pH} $ se descompone por varias razones.
Incluso los ácidos categorizados convencionalmente como «fuertes» no se disocian al 100%. En realidad, su disociación también es esencialmente un proceso de equilibrio, aunque esto solo se hace evidente en concentraciones extraordinariamente altas. A medida que la solución se vuelve más concentrada, cualquier ácido adicional no puede solvatarse tan completamente y el equilibrio químico comienza a favorecer la disociación progresivamente cada vez menos. Por lo tanto, a medida que la solución se satura cada vez más, el grado de disociación comienza a estabilizarse y la concentración de iones de hidrógeno se acerca a un límite superior práctico. Además, $ \ ce {pH} $ medido a través de la concentración molar como proxy de la actividad termodinámica es intrínsecamente inexacto en los extremos de concentración. Otros fenómenos, como la formación de especies químicas distintas por autoionización de una manera dependiente de la concentración, complican aún más las cosas (por ejemplo, la generación de $ \ ce {H3SO4 +} $ en ácido sulfúrico concentrado, $ \ ce {H2F +} $ en concentrado ácido fluorhídrico, etc.).
Para soluciones altamente concentradas de ácidos fuertes, existen alternativas / extensiones a $ \ ce {pH} $ que son funcionales más allá de los límites de $ \ ce {pH} $ (ver , por ejemplo, la función de acidez de Hammett ).
En cuanto a si las soluciones de $ \ ce {pH} $ negativos en realidad han sido preparado u observado, la respuesta es sí. Aquí «un enlace a un artículo que describe la medición de $ \ ce {pH} $ en aguas ácidas de mina, que cita una cifra de $ -3,6 $.
Comentarios
- Estoy completamente de acuerdo con su respuesta. Según recuerdo, el pH se deriva de la ley de acción de masas en solución acuosa (a $ 25 ^ \ circ {} C $), por lo tanto $ \ ce {pH = – \ log_ {10} c (H3O +)} $, con $ \ ce {K_ {w} = [H3O +] \ cdot [{} ^ {-} OH] \ approx14} $. Esta es también una razón por la que esas acidez son difíciles de medir. También vale la pena mencionar que depende en gran medida de la temperatura. ($ K = \ exp \ {- \ frac {\ Delta G} {RT} \ } $).
- @GregE. Es ‘ algo contradictorio discutir el pH como -log [H +], y luego decir que pH = -3.6 es posible . ¡No hay forma de que puedas meter más de 1000 moles de iones hidronio en un litro! El valor -3.6 solo tiene sentido si explicas que pH = – log (actividad H +), y que es la desviación de la actividad de la concentración lo que hace el valor -3,6 posible. -log [H +] instea d sería aproximadamente -1 para el agua de la mina.
- @Dave No estoy tan seguro de tu comentario. Pensé que los corchetes significaban técnicamente actividad. Simplemente asumimos que es ‘ proporcional a la concentración en el uso típico.
Respuesta
Cualquier solución de ácido fuerte con una concentración superior a 1 mol / L tiene un pH negativo. Piense en cualquier solución de ácido fuerte concentrado de uso común, como 3M $ \ ce {HCl} $, 6M $ \ ce {HNO3} $. El pH negativo es en realidad muy común.
Respuesta
Es muy posible.
Supongamos que pone 3 moles de $ \ ce {HCl} $ en 1 mol de agua. $ \ ce {HCl} $, al ser un ácido fuerte, se disocia completamente en iones $ \ ce {H +} $ y $ \ ce {Cl -} $ como:
$$ \ ce {HCl – > H + + Cl -} $$
así que después de la disociación completa, $ [\ ce {H +}] = 3 ~ \ mathrm {mol / L} $ (ignorando la pequeña contribución del agua)
Por definición, $$ \ mathrm {pH} = – \ log [\ ce {H +}] $$
por lo tanto, $ \ mathrm {pH} = – \ log 3 = -0.48 $
Por lo tanto, es muy posible tener soluciones de ácidos fuertes cuyo $ \ ce {[H +]} $ sea 1 molar o más, y por lo tanto cuyo El pH es negativo.
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- Si bien estoy de acuerdo en que una solución concentrada de un ácido fuerte es un excelente contraejemplo, se debe mencionar que este tratamiento está al borde de ser un poco simplista. El pH se define estrictamente como el logaritmo negativo de la actividad de $ \ ce {H +} $, y el valor de la actividad se desvía del valor de la concentración, especialmente a concentraciones más altas. A modo de ejemplo, el electrodo de hidrógeno estándar en realidad usa HCl 1,18 M para garantizar que $ a _ {\ ce {H +}} = 1 $.
- Si bien los valores de pH negativos son ciertamente posibles (consulte todos los otras respuestas), hay un elemento práctico en la idea de que la escala de pH va de 0 a 14. La mayoría de los medidores de pH comerciales, los que se utilizan en entornos educativos (y muchos entornos comerciales) tienen una cantidad significativa de errores cuando se cambia a un pH muy alto y muy bajo. Además, medir valores de pH por debajo de 1 también puede dañar muchos medidores de pH, ya que el ácido ataca el vidrio y otros componentes de la sonda.
Respuesta
Es posible tener $ \ mathrm {pH} < 0 $ y no es necesario crear ninguna sustancia. Tome una solución concentrada de uno de los ácidos inorgánicos fuertes (es decir, uno con una constante de disociación superior a 1000 como el ácido sulfúrico) y aquí está.
Respuesta
No entraré en tecnicismos, ya que se ha discutido abundantemente anteriormente, pero el $ \ mathrm {pH} $ más alto registrado es de ácido fluoroantimónico con $ \ mathrm {pH} \ {-25} $, así que sí, es posible.
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- Agregar un poco más de antecedentes y quizás algunos tecnicismos aburridos puede ser el camino hacia una buena respuesta. En él ‘ s estado actual, esta respuesta no proporciona más información nueva sobre el tema.
- It ‘ no es un pH sino un valor de pKa
Respuesta
La escala de pH se toma nuestra referencia como 0 a 14 para valores de concentración de $ 1 ~ \ mathrm {M} $ a $ \ mathrm {10} ^ {- 14} \, \ mathrm {M} $. Este rango es tal que nuestros cálculos normales en el laboratorio se pueden realizar fácilmente. Cabe señalar que esta escala está a temperatura ambiente. Si aumenta la temperatura, los límites cambian. Por ejemplo, el pH del agua pura a $ 100 \, \ mathrm {^ \ circ C} $ es $ 6.14 $ y no $ 7 $. Por lo tanto, podemos ver que la escala ha cambiado con la temperatura.
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- Esto es absolutamente incorrecto. Sí, el pH cambia a diferentes temperaturas, pero eso no significa de ninguna manera que haya » límites » en la escala de pH. » Este rango es tal que nuestros cálculos normales en el laboratorio se pueden realizar fácilmente » – no tal cosa.
Respuesta
$ \ mathrm {pH} $ es esencialmente una convención . Se define como $$ – \ log_ {10} [\ ce {H +}] $$ ya que las concentraciones de las soluciones comúnmente utilizadas se encuentran en el intervalo $$ [10 ^ {- 14} \ \ mathrm {mol / L}, 1 \ \ mathrm {mol / L}] $$ y, por lo tanto, la $ \ mathrm {pH} $ se encuentra en $$ [0,14] $$ Pero nada impide que una solución acuosa tenga un $ \ mathrm {pH} $ que no se encuentra en este intervalo.Las únicas restricciones son: $$ [\ ce {H +}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ y $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ El primer caso límite es cuando supone que toda el agua se ha convertido en $ \ ce {H +} $ , lo cual no es del todo cierto, porque debe haber algo de agua que se ha convertido en $ \ ce {OH -} $ para $$ K_ \ mathrm w = [\ ce {H +}] [\ ce {OH -}] $$ Pero $$ [\ ce {H2O}] _ \ text {líquido} = \ frac {1 \ \ mathrm {mol}} {18 \ \ mathrm g} \ frac {1000 \ \ mathrm g} {1 \ \ mathrm L} = 55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ Y luego tenemos $$ [\ ce {H +} ] \ lt55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ El último caso implica $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O }] _ \ text {liquid} $$ lo que significa (considerando $ K_ \ mathrm w = 10 ^ {- 14} $ ) $$ [\ ce {H +}] \ gt \ frac { 10 ^ {- 14}} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} $$ Luego $$ \ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} \ lt [\ ce {H +}] \ lt55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ $$ – \ log_ {10} (55.6) \ lt- \ log_ {10} [\ ce {H +}] \ lt- \ log_ {10} \ left (\ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ right) $$ $$ – 1.74 \ lt \ mathrm {pH} \ lt15.74 $$
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