Mój znajomy przyglądał się definicji pH i zastanawiał się, czy możliwe jest uzyskanie ujemnego poziomu pH. Z poniższego równania na pewno wydaje się możliwe – wystarczy mieć roztwór molowy $ \ ce {H +} $ jonów za 1,1 $ (lub coś $ \ gt 1 $): $$ \ text {pH} = – \ log ([\ ce {H +}]) $$ (gdzie $ [\ ce {X}] $ oznacza stężenie $ \ ce {X} $ w $ \ frac {\ text {mol}} {\ text {L}} $. )
Jeśli $ [\ ce {H +}] = 1.1 \ \ frac {\ text {mol}} {\ text {L}} $, to $ \ mathrm {pH} = – \ log ( 1.1) \ około -0,095 $
Zatem teoretycznie możliwe jest stworzenie substancji o ujemnym pH. Ale czy jest to fizycznie możliwe (np. Czy możemy stworzyć 1,1 molowy kwas w laboratorium, który faktycznie nadal zachowuje się zgodnie z tym równaniem)?
Komentarze
- 0 $ na skali pH to artefakt naszego systemu jednostek. Fizycznie nie ma nic szczególnego w stężeniu $ 1 \ textrm {mol dm} ^ {- 3} $ (pH $ 0 $) tak samo jak w stężeniu $ 1 \ textrm {lb-mol ft} ^ {- 3} $ .
Odpowiedź
Jedna publikacja dla Ciebie: „ Negative pH Does Exist ”, KF Lim, J. Chem. Educ. 2006 , 83 , 1465 . Cytując streszczenie:
Błędne przekonanie, że pH mieści się w przedziale od 0 do 14, zostało utrwalone w książkach popularnonaukowych, podręcznikach, przewodnikach po powtórkach i źródłach książki.
Tekst artykułu zawiera kilka kontrprzykładów:
Na przykład dostępny w handlu stężony roztwór HCl (37% masowych) ma $ \ mathrm {pH} \ około -1,1 $, podczas gdy nasycony roztwór NaOH ma $ \ mathrm {pH} \ około 15,0 $.
Odpowiedź
Z pewnością teoretycznie jest to możliwe. Znajdź $ \ ce {pH < 0} $:
$ \ ce {-log [H +] < 0 \\ log [H +] > 0 \\ [H +] > 1} $
A więc, jak powiedziałeś, roztwór, w którym stężenie jonów wodorowych przekracza jeden powinien teoretycznie mieć ujemne $ \ ce {pH} $. To powiedziawszy, w tych skrajnych stężeniach użyteczność i dokładność cy w skali $ \ ce {pH} $ rozpada się z różnych powodów.
Nawet kwasy tradycyjnie klasyfikowane jako „silne” w rzeczywistości nie dysocjują w 100%. W rzeczywistości ich dysocjacja jest również zasadniczo procesem równowagi, chociaż staje się to widoczne dopiero przy niezwykle wysokich stężeniach. Gdy roztwór staje się bardziej stężony, żaden dodatkowy kwas nie może być tak dokładnie solwatowany, a równowaga chemiczna zaczyna coraz mniej sprzyjać dysocjacji. Stąd, gdy roztwór staje się coraz bardziej nasycony, stopień dysocjacji zaczyna osiągać plateau, a stężenie jonów wodoru zbliża się do pewnej praktycznej górnej granicy. Co więcej, $ \ ce {pH} $ mierzone stężeniem molowym jako zastępstwo aktywności termodynamicznej jest z natury niedokładne w skrajnych stężeniach. Inne zjawiska, takie jak tworzenie odrębnych związków chemicznych w wyniku samojonizacji w sposób zależny od stężenia, dodatkowo komplikują sprawy (np. Wytwarzanie $ \ ce {H3SO4 +} $ w stężonym kwasie siarkowym, $ \ ce {H2F +} $ w stężonym kwas fluorowodorowy itp.).
W przypadku silnie stężonych roztworów mocnych kwasów istnieją alternatywy / rozszerzenia do $ \ ce {pH} $, które działają poza granicami $ \ ce {pH} $ (patrz , na przykład funkcja kwasowości Hammetta ).
Jeśli chodzi o to, czy roztwory o ujemnej wartości $ \ ce {pH} $ faktycznie były eksperymentalnie przygotowane lub obserwowane, odpowiedź brzmi: tak. Tutaj „jest odsyłaczem do jednego artykułu opisującego pomiar $ \ ce {pH} $ w kwaśnych wodach kopalnianych, który podaje wartość -3,6 $.
Komentarze
- Całkowicie zgadzam się z twoją odpowiedzią. Jak sobie przypominam, pH jest wyprowadzane z prawa działania masy w roztworze wodnym (przy 25 $ ^ \ circ {} C $), stąd $ \ ce {pH = – \ log_ {10} c (H3O +)} $, gdzie $ \ ce {K_ {w} = [H3O +] \ cdot [{} ^ {-} OH] \ approx14} $. Jest to również jeden z powodów, dla których te kwasowości są trudne do zmierzenia. Warto również wspomnieć, że jest ona silnie zależna od temperatury. ($ K = \ exp \ {- \ frac {\ Delta G} {RT} \ } $).
- @GregE. ' jest nieco sprzeczne, aby omówić pH jako -log [H +], a następnie powiedzieć, że pH = -3,6 jest możliwe . Nie ma sposobu, aby włożyć do litra ponad 1000 moli jonów hydroniowych! Wartość -3,6 ma sens tylko wtedy, gdy wyjaśnisz, że pH = – log (aktywność H +) i że to odchylenie aktywności od stężenia powoduje możliwa wartość -3,6 -log [H +] instea d byłoby około -1 dla wody kopalnianej.
- @Dave Nie jestem pewien twojego komentarza. Myślałem, że nawiasy technicznie oznaczały aktywność. Po prostu zakładamy, że ' jest proporcjonalne do stężenia w typowym użyciu.
Odpowiedź
Każdy mocny roztwór kwasu o stężeniu większym niż 1 mol / l ma ujemne pH. Pomyśl o jakimkolwiek koncentracie, powszechnie używanym roztworze mocnego kwasu, takim jak 3M $ \ ce {HCl} $, 6M $ \ ce {HNO3} $. Ujemne pH jest w rzeczywistości bardzo powszechne.
Odpowiedź
Jest to bardzo możliwe.
Powiedzmy, że włożyłeś 3 mole $ \ ce {HCl} $ do 1 mola wody. $ \ ce {HCl} $, będąc silnym kwasem, dysocjuje całkowicie na jony $ \ ce {H +} $ i $ \ ce {Cl -} $ jako:
$$ \ ce {HCl – > H + + Cl -} $$
więc po całkowitej dysocjacji $ [\ ce {H +}] = 3 ~ \ mathrm {mol / L} $ (ignorując bardzo niewielki udział samej wody)
Z definicji $$ \ mathrm {pH} = – \ log [\ ce {H +}] $$
a zatem $ \ mathrm {pH} = – \ log 3 = -0,48 $
Jest więc bardzo możliwe uzyskanie roztworów mocnych kwasów, których $ \ ce {[H +]} $ jest 1 molowy lub więcej, a zatem których pH jest ujemne.
Komentarze
- Chociaż zgadzam się, że stężony roztwór mocnego kwasu jest doskonałym kontrprzykładem, należy wspomnieć, że ten zabieg graniczy z byciem nieco uproszczonym. Wartość pH jest ściśle określona jako ujemny logarytm aktywności $ \ ce {H +} $, a wartość aktywności odbiega od wartości stężenia, zwłaszcza przy wyższych stężeniach. Na przykład, standardowa elektroda wodorowa faktycznie wykorzystuje 1,18 M HCl, aby zapewnić, że $ a _ {\ ce {H +}} = 1 $.
- Chociaż ujemne wartości pH są z pewnością możliwe (zobacz wszystkie inne odpowiedzi), istnieje praktyczny element pomysłu, że skala pH wynosi od 0 do 14. Większość komercyjnych mierników pH, tych używanych w placówkach edukacyjnych (i wielu komercyjnych), ma znaczną ilość błędów, gdy przechodzisz do bardzo wysokiego i bardzo niskiego pH. Ponadto pomiar wartości pH poniżej 1 może również uszkodzić wiele mierników pH, ponieważ kwas atakuje szkło i inne elementy sondy.
Odpowiedź
Możliwe jest, że $ \ mathrm {pH} < 0 $ i nie musisz tworzyć żadnej substancji. Weź stężony roztwór jeden z mocnych kwasów nieorganicznych (tj. taki ze stałą dysocjacji powyżej 1000, jak kwas siarkowy) i proszę bardzo.
Odpowiedź
Nie będę wchodził w szczegóły techniczne, ponieważ zostało to obszernie omówione powyżej, ale najwyższe zarejestrowane $ \ mathrm {pH} $ to kwas fluoroantymonowy z $ \ mathrm {pH} \ {-25} $, więc tak, jest to możliwe.
Komentarze
- Dodanie trochę więcej informacji i być może nudnych szczegółów technicznych może być sposobem na dobrą odpowiedź. W tym ' aktualny stan, ta odpowiedź nie zapewnia bardziej nowatorskiego wglądu w temat.
- To ' to nie pH, ale wartość pKa
Odpowiedź
Skala pH jest brana na nasze odniesienie jako 0 do 14 dla wartości stężeń od $ 1 ~ \ mathrm {M} $ do $ \ mathrm {10} ^ {- 14} \, \ mathrm {M} $. Ten zakres jest taki, że nasze normalne obliczenia w laboratorium mogą być łatwo wykonane. Należy zauważyć, że ta skala ma temperaturę pokojową. Zwiększenie temperatury powoduje zmianę granic. Na przykład pH czystej wody na poziomie 100 $ \, \ mathrm {^ \ circ C} $ wynosi 6,14 $, a nie 7 $. Stąd widzimy, że skala przesuwała się wraz z temperaturą.
Komentarze
- Jest to całkowicie błędne. Tak, pH zmienia się w różnych temperaturach, ale to w żaden sposób nie oznacza, że istnieją ” limity ” na skali pH. ” Ten zakres jest taki, że nasze normalne obliczenia w laboratorium można łatwo wykonać ” – nic takiego.
Odpowiedź
$ \ mathrm {pH} $ to w zasadzie konwencja . Jest zdefiniowany jako $$ – \ log_ {10} [\ ce {H +}] $$ , ponieważ stężenia powszechnie stosowanych roztworów mieszczą się w przedziale $$ [10 ^ {- 14} \ \ mathrm {mol / L}, 1 \ \ mathrm {mol / L}] $$ , a więc $ \ mathrm {pH} $ leży w $$ [0,14] $$ Ale nic nie stoi na przeszkodzie, aby roztwór wodny miał $ \ mathrm {pH} $ , który nie mieści się w tym przedziale.Jedyne ograniczenia to: $$ [\ ce {H +}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ i $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ Pierwszy przypadek ograniczający występuje, gdy przypuszczasz, że cała woda zamieniła się w $ \ ce {H +} $ , co nie jest do końca prawdą, ponieważ musi być trochę wody, która zamieniła się w $ \ ce {OH -} $ w celu $$ K_ \ mathrm w = [\ ce {H +}] [\ ce {OH -}] $$ Ale $$ [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} = \ frac {1 \ \ mathrm {mol}} {18 \ \ mathrm g} \ frac {1000 \ \ mathrm g} {1 \ \ mathrm L} = 55,6 \ \ mathrm {mol / L} $$ I mamy $$ [\ ce {H +} ] \ lt55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ Ostatni przypadek implikuje $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O }] _ \ text {liquid} $$ , co oznacza (biorąc pod uwagę $ K_ \ mathrm w = 10 ^ {- 14} $ ) $$ [\ ce {H +}] \ gt \ frac { 10 ^ {- 14}} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} $$ Następnie $$ \ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} \ lt [\ ce {H +}] \ lt55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ $$ – \ log_ {10} (55.6) \ lt- \ log_ {10} [\ ce {H +}] \ lt- \ log_ {10} \ left (\ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ right) $$ $$ – 1.74 \ lt \ mathrm {pH} \ lt15.74 $$
Komentarze
- Dotyczy to roztworów wodnych w temperaturze pokojowej, w których $ K_w $ przyjmuje tę wartość, a gęstość wody wynosi około 1 g / ml
- I ' Obawiam się, że zacząłeś od przybliżonej definicji pH, która sprawia, że pozostała część wyprowadzenia jest nieprawidłowa. pH jest definiowane przez chemiczną aktywność protonów , a nie ich stężenie. Współczynnik aktywności może znacznie różnić się od 1 w stężonych roztworach, co pozwala na przekroczenie proponowanych granic.