Er et negativt pH-nivå fysisk mulig?

Én publikasjon for deg: “ Negativ pH eksisterer ”, KF Lim, J. Chem. Utdanning. 2006 , 83 , 1465 . Siterer abstraktet i sin helhet:

Misforståelsen om at pH ligger mellom 0 og 14 har blitt videreført i populærvitenskapelige bøker, lærebøker, revisjonsveiledninger og referanse bøker.

Artikkelteksten gir noen moteksempler:

For eksempel, kommersielt tilgjengelig konsentrert HCl-løsning (37% av massen) har $ \ mathrm {pH} \ ca. -1,1 $, mens mettet NaOH-løsning har $ \ mathrm {pH} \ ca. 15,0 $.

Det er absolutt mulig teoretisk. Løs for $ \ ce {pH < 0} $:

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

Så, som du sa, en løsning der hydrogenionkonsentrasjonen overstiger en burde teoretisk ha en negativ $ \ ce {pH} $. Når det er sagt, ved de ytterste konsentrasjonene, er verktøyet og akkuraen cy av $ \ ce {pH} $ -skalaen brytes ned av forskjellige årsaker.

Selv syrer som vanligvis er kategorisert som «sterke», dissosierer faktisk ikke 100%. I virkeligheten er deres dissosiasjon i hovedsak også en likevektsprosess, selv om dette bare blir tydelig i overlegent høye konsentrasjoner. Etter hvert som løsningen blir mer konsentrert, kan ikke ytterligere syre løses så grundig, og den kjemiske likevekten begynner å favorisere dissosiasjon gradvis mindre og mindre. Når løsningen blir stadig mettet, begynner graden av dissosiasjon å bli platå, og hydrogenionkonsentrasjonen nærmer seg en praktisk øvre grense. Videre er $ \ ce {pH} $ målt via molar konsentrasjon som en proxy for termodynamisk aktivitet iboende unøyaktig i ytterpunktene av konsentrasjonen. Andre fenomener, for eksempel dannelse av forskjellige kjemiske arter ved selvionisering på en konsentrasjonsavhengig måte, kompliserer ting ytterligere (f.eks. Generering av $ \ ce {H3SO4 +} $ i konsentrert svovelsyre, $ \ ce {H2F +} $ i konsentrert flussyre osv.).

For høykonsentrerte løsninger av sterke syrer, finnes alternativer / utvidelser til $ \ ce {pH} $ som er funksjonelle utenfor grensene for $ \ ce {pH} $ (se for eksempel Hammett surhetsfunksjon ).

Når det gjelder hvorvidt løsninger med negativ $ \ ce {pH} $ faktisk har vært eksperimentelt forberedt eller observert, er svaret ja. Her er en lenke til en artikkel som beskriver målingen av $ \ ce {pH} $ i surt gruvevann, som siterer et tall på $ -3,6 $.

Kommentarer

• Jeg er helt enig i svaret ditt. Som jeg husker er pH avledet fra masseaksjonsloven i vandig løsning (til $ 25 ^ \ circ {} C $), derav $ \ ce {pH = – \ log_ {10} c (H3O +)} $, med $ \ ce {K_ {w} = [H3O +] \ cdot [{} ^ {-} OH] \ approx14} $. Dette er også en av årsakene til at disse surhetene er vanskelige å måle. Det er også verdt å nevne at det er svært temperaturavhengig. ($ K = \ exp \ {- \ frac {\ Delta G} {RT} \ } $).
• @GregE. Det ‘ er noe motstridende å diskutere pH som -log [H +], og så si at pH = -3,6 er mulig Det er ingen måte du kan stappe over 1000 mol hydroniumioner i en liter! -3,6-verdien gir bare mening hvis du forklarer at pH = – log (H + aktivitet), og at det er avviket fra aktivitet fra konsentrasjon som gir verdien -3,6 mulig. -log [H +] instea d ville være omtrent -1 for gruvevannet.
• @Dave Jeg er ikke så sikker på kommentaren din. Trodde at parentesene betydde teknisk aktivitet. Vi antar bare at den ‘ er proporsjonal med konsentrasjonen i vanlig bruk.

Enhver sterk syreoppløsning med konsentrasjon over 1 mol / L har negativ pH. Tenk på konsentrat som ofte brukes sterk syreoppløsning, for eksempel 3M $ \ ce {HCl} $, 6M $ \ ce {HNO3} $. Negativ pH er faktisk veldig vanlig.

Det er veldig mye mulig.

La oss si at du legger 3 mol $ \ ce {HCl} $ i 1 mol vann. $ \ ce {HCl} $, å være en sterk syre dissosierer seg fullstendig i $ \ ce {H +} $ og $ \ ce {Cl -} $ ioner som:

$$ \ ce {HCl – > H + + Cl -} $$

så etter fullstendig dissosiasjon, $ [\ ce {H +}] = 3 ~ \ mathrm {mol / L} $ (ignorerer det veldig lille bidraget fra selve vannet)

Per definisjon, $$ \ mathrm {pH} = – \ log [\ ce {H +}] $$

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

Så det er veldig mulig å ha løsninger av sterke syrer hvis $ \ ce {[H +]} $ er 1 molar eller mer, og dermed hvis pH er negativ.

Kommentarer

• Selv om jeg er enig i at en konsentrert løsning av en sterk syre er et utmerket moteksempel, bør det nevnes at denne behandlingen grenser til å være litt forenklet. PH er strengt definert som den negative logaritmen til aktiviteten til $ \ ce {H +} $, og verdien av aktiviteten avviker fra verdien av konsentrasjonen, spesielt ved høyere konsentrasjoner. Som et eksempel bruker standard hydrogenelektroden faktisk 1,18 M HCl for å sikre at $ a _ {\ ce {H +}} = 1 $.
• Mens negative pH-verdier absolutt er mulige (se alle andre svar), er det et praktisk element i ideen om at pH-skalaen går fra 0-14. De fleste kommersielle pH-målere, de som brukes i pedagogiske omgivelser (og mange kommersielle innstillinger), har en betydelig feilmelding når du går til veldig høy og veldig lav pH. I tillegg kan måling av pH-verdier under 1 også skade mange pH-målere, ettersom syren angriper glasset og andre komponenter i sonden.

Det er mulig å ha $ \ mathrm {pH} < 0 $, og du trenger ikke å lage noe stoff. Ta en konsentrert løsning av en av de sterke uorganiske syrene (dvs. en med dissosiasjonskonstant over 1000 som svovelsyre) og her er du.

Jeg vil ikke gå inn på det tekniske, siden det har blitt diskutert rikelig ovenfor, men høyest registrerte $ \ mathrm {pH} $ er av fluorantimonsyre med $ \ mathrm {pH} \ {-25} $, så ja det er mulig.

Kommentarer

• Å legge til litt mer bakgrunn og kanskje noen kjedelige teknikker kan faktisk være veien til et godt svar. I det ‘ nåværende tilstand, gir ikke dette svaret noe mer nytt innblikk i emnet.
• Det ‘ er ikke en pH, men pKa-verdi

pH-skalaen er tatt på vår referanse som 0 til 14 for konsentrasjonsverdier fra $ 1 ~ \ mathrm {M} $ til $ \ mathrm {10} ^ {- 14} \, \ mathrm {M} $. Dette området er slik at våre normale beregninger i laboratoriet lett kan utarbeides. Det skal bemerkes at denne skalaen har romtemperatur. Hvis du øker temperaturen, endres grensene. For eksempel er pH i rent vann på $ 100 \, \ mathrm {^ \ circ C} $ $ 6,14 $ og ikke $ 7 $. Derfor kan vi se at skalaen har skiftet med temperaturen.

Kommentarer

• Dette er rett og slett feil. Ja, pH endres ved forskjellige temperaturer, men det betyr ikke på noen måte at det er » grenser » på pH-skalaen. » Dette området er slik at våre normale beregninger i laboratoriet lett kan utarbeides » – ikke noe slikt.

$ \ mathrm {pH} $ er egentlig en konvensjon . Det er definert som $$ – \ log_ {10} [\ ce {H +}] $$ siden konsentrasjonene av løsningene som ofte brukes ligger i intervallet $$ [10 ^ {- 14} \ \ mathrm {mol / L}, 1 \ \ mathrm {mol / L}] $$ og dermed $ \ mathrm {pH} $ ligger i $$ [0,14] $$ Men ingenting hindrer en vandig løsning i å ha en $ \ mathrm {pH} $ som ikke ligger i dette intervallet.De eneste begrensningene er: $$ [\ ce {H +}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ og $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ Det første begrensende tilfellet er når du antar at alt vann har blitt til $ \ ce {H +} $ , noe som ikke stemmer helt, for det må være litt vann som har blitt til $ \ ce {OH -} $ for å $$ K_ \ mathrm w = [\ ce {H +}] [\ ce {OH -}] $$ 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 siste tilfellet innebærer $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O }] _ \ text {liquid} $$ som betyr (vurderer $ K_ \ mathrm w = 10 ^ {- 14} $ ) $$ [\ ce {H +}] \ gt \ frac { 10 ^ {- 14}} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} $$ Deretter $$ \ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} \ lt [\ ce {H +}] \ lt55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ $$ – \ log_ {10} (55.6) \ lt- \ log_ {10} [\ ce {H +}] \ lt- \ log_ {10} \ left (\ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ right) $$ $$ – 1.74 \ lt \ mathrm {pH} \ lt15.74 $$

Kommentarer

• Dette er gyldig for vandige løsninger ved romtemperatur, der $ K_w $ antar at verdien og tettheten av vannet er omtrent 1 g / ml
• I ‘ er redd du startet med en omtrentlig definisjon av pH, noe som gjør resten av avledningen feil. pH er definert av den kjemiske aktiviteten til protoner , ikke deres konsentrasjon. Aktivitetskoeffisienten kan avvike enormt fra 1 i konsentrerte løsninger, slik at de foreslåtte grensene kan overskrides.