Är en negativ pH-nivå fysiskt möjlig?

En publikation åt dig: “ Negativt pH finns ”, KF Lim, J. Chem. Utbild. 2006 , 83 , 1465 . Citera abstraktet i sin helhet:

Den missuppfattningen att pH ligger mellan 0 och 14 har förvarats i populärvetenskapliga böcker, läroböcker, revisionsguider och referens böcker.

Artikeltexten innehåller några motexempel:

Till exempel kommersiellt tillgänglig koncentrerad HCl-lösning (37 viktprocent) har $ \ mathrm {pH} \ ca -1,1 $, medan mättad NaOH-lösning har $ \ mathrm {pH} \ ca 15,0 $.

Det är verkligen teoretiskt möjligt. Lös för $ \ ce {pH < 0} $:

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

Så som du sa, en lösning där vätejonkoncentrationen överstiger en skulle teoretiskt ha ett negativt $ \ ce {pH} $. Med detta sagt, vid de yttersta koncentrationerna, användbarheten och accura cy på $ \ ce {pH} $ -skalan bryts ner av olika anledningar.

Även syror som konventionellt kategoriseras som ”starka” dissocierar faktiskt inte 100%. I verkligheten är deras dissociation också i huvudsak en jämviktsprocess, även om detta bara blir uppenbart vid överträffande höga koncentrationer. När lösningen blir mer koncentrerad kan inte eventuell ytterligare syra lösas lika grundligt och den kemiska jämvikten börjar gynna dissociation gradvis mindre och mindre. Eftersom lösningen blir alltmer mättad börjar graden av dissociation följaktligen platå och vätejonkoncentrationen närmar sig någon praktisk övre gräns. Dessutom är $ \ ce {pH} $ mätt via molkoncentration som en proxy för termodynamisk aktivitet i sig felaktig vid yttersta koncentration. Andra fenomen, såsom bildandet av distinkta kemiska arter genom självjonisering på ett koncentrationsberoende sätt, komplicerar ytterligare saker (t.ex. generering av $ \ ce {H3SO4 +} $ i koncentrerad svavelsyra, $ \ ce {H2F +} $ i koncentrerad fluorvätesyra, etc.).

För högkoncentrerade lösningar av starka syror finns alternativ / förlängningar till $ \ ce {pH} $ som är funktionella utanför gränserna för $ \ ce {pH} $ (se till exempel Hammett surhetsfunktion ).

När det gäller huruvida lösningar med negativa $ \ ce {pH} $ faktiskt har varit experimentellt förberedd eller observerad är svaret ja. Här är en länk till en artikel som beskriver mätningen av $ \ ce {pH} $ i surt gruvatten, vilket citerar en siffra på $ -3,6 $.

Kommentarer

• Jag håller helt med ditt svar. Som jag minns kommer pH från massåtgärdslagen i vattenlösning (vid $ 25 ^ \ circ {} C $), därav $ \ ce {pH = – \ log_ {10} c (H3O +)} $, med $ \ ce {K_ {w} = [H3O +] \ cdot [{} ^ {-} OH] \ approx14} $. Detta är också en anledning till att dessa surheter är svåra att mäta. Det är också värt att nämna att det är mycket temperaturberoende. ($ K = \ exp \ {- \ frac {\ Delta G} {RT} \ } $).
• @GregE. Det ’ är något motstridigt att diskutera pH som -log [H +], och säg sedan att pH = -3,6 är möjligt Det finns inget sätt att klämma över 1000 mol hydroniumjoner i en liter! -3,6-värdet är bara vettigt om du förklarar att pH = – log (H + aktivitet), och att det är avvikelsen från aktivitet från koncentration som gör värdet -3,6 möjligt. -log [H +] instea d skulle vara ungefär -1 för gruvan.
• @Dave Jag är inte så säker på din kommentar. Tänkte att parenteserna tekniskt betydde aktivitet. Vi antar bara att den ’ är proportionell mot koncentrationen vid typisk användning.

Varje stark syralösning med en koncentration över 1 mol / L har det negativa pH-värdet. Tänk på alla koncentrat som ofta används med stark syralösning, såsom 3M $ \ ce {HCl} $, 6M $ \ ce {HNO3} $. Negativt pH är faktiskt mycket vanligt.

Det är mycket möjligt.

Låt oss säga att du sätter 3 mol $ \ ce {HCl} $ i 1 mol vatten. $ \ ce {HCl} $, eftersom det är en stark syra, dissocieras helt i $ \ ce {H +} $ och $ \ ce {Cl -} $ -joner som:

$$ \ ce {HCl – > H + + Cl -} $$

så efter fullständig dissociation, $ [\ ce {H +}] = 3 ~ \ mathrm {mol / L} $ (ignorerar det mycket lilla bidraget från själva vattnet)

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

därför $ \ mathrm {pH} = – \ log 3 = -0,48 $

Så det är mycket möjligt att ha lösningar av starka syror vars $ \ ce {[H +]} $ är 1 molar eller mer, och därmed vars pH är negativt.

Kommentarer

• Även om jag håller med om att en koncentrerad lösning av en stark syra är ett utmärkt motexempel, bör det nämnas att denna behandling gränsar till att vara lite förenklad. PH definieras strikt som den negativa logaritmen för aktiviteten på $ \ ce {H +} $, och värdet på aktiviteten avviker från koncentrationens värde, särskilt vid högre koncentrationer. Precis som ett exempel använder standardväteelektroden faktiskt 1,18 M HCl för att säkerställa att $ a _ {\ ce {H +}} = 1 $.
• Även om negativa pH-värden är absolut möjliga (se alla andra svar), det finns ett praktiskt inslag i idén att pH-skalan går från 0-14. De flesta kommersiella pH-mätare, de som används i utbildningsinställningar (och många kommersiella inställningar) har en betydande mängd fel när du går till mycket högt och mycket lågt pH. Dessutom kan mätning av pH-värden under 1 också skada många pH-mätare, eftersom syran angriper glaset och andra komponenter i sonden.

Det är möjligt att ha $ \ mathrm {pH} < 0 $ och du behöver inte skapa något ämne. Ta en koncentrerad lösning av en av de starka oorganiska syrorna (dvs. en med dissociationskonstant över 1000 som svavelsyra) och här är du.

Jag kommer inte att gå in på tekniska saker eftersom det har diskuterats rikligt ovan men högsta registrerade $ \ mathrm {pH} $ är av fluoroantimonsyra med $ \ mathrm {pH} \ {-25} $, så ja det är möjligt.

Kommentarer

• Att lägga till lite mer bakgrund och kanske några tråkiga tekniker kan faktiskt vara vägen till ett bra svar. I det ’ nuvarande tillstånd, detta svar ger ingen mer ny inblick i ämnet.
• Det ’ är inte ett pH utan pKa-värde

pH-skalan tas på vår referens som 0 till 14 för koncentrationsvärden från $ 1 ~ \ mathrm {M} $ till $ \ mathrm {10} ^ {- 14} \, \ mathrm {M} $. Detta intervall är sådant att våra normala beräkningar i lab lätt kan bearbetas. Det bör noteras att denna skala ligger vid rumstemperatur. Om du ökar temperaturen ändras gränserna. Exempelvis är pH för rent vatten vid $ 100 \, \ mathrm {^ \ circ C} $ 6,14 $ och inte 7 $. Därför kan vi se att skalan har skiftat med temperaturen.

Kommentarer

• Detta är helt felaktigt. Ja pH ändras vid olika temperaturer men det betyder inte på något sätt att det finns ” gränser ” på pH-skalan. ” Detta intervall är så att våra normala beräkningar i lab lätt kan utarbetas ” – inget sådant.

$ \ mathrm {pH} $ är i grunden en konvention . Det definieras som $$ – \ log_ {10} [\ ce {H +}] $$ eftersom koncentrationerna av de vanliga lösningarna ligger i intervallet $$ [10 ^ {- 14} \ \ mathrm {mol / L}, 1 \ \ mathrm {mol / L}] $$ och därmed $ \ mathrm {pH} $ ligger i $$ [0,14] $$ Men ingenting hindrar en vattenlösning från att ha en $ \ mathrm {pH} $ som inte ligger i detta intervall.De enda begränsningarna är: $$ [\ ce {H +}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ och $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ Det första begränsande fallet är när du antar att allt vatten har förvandlats till $ \ ce {H +} $ , vilket inte är helt sant, eftersom det måste finnas lite vatten som har förvandlats till $ \ ce {OH -} $ för att $$ K_ \ mathrm w = [\ ce {H +}] [\ ce {OH -}] $$ Men $$ [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} = \ frac {1 \ \ mathrm {mol}} {18 \ \ mathrm g} \ frac {1000 \ \ mathrm g} {1 \ \ mathrm L} = 55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ Och sedan har vi $$ [\ ce {H +} ] \ lt55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ Det sista fallet innebär $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O }] _ \ text {liquid} $$ vilket betyder (med tanke på $ K_ \ mathrm w = 10 ^ {- 14} $ ) $$ [\ ce {H +}] \ gt \ frac { 10 ^ {- 14}} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} $$ Sedan $$ \ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} \ lt [\ ce {H +}] \ lt55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ $$ – \ log_ {10} (55.6) \ lt- \ log_ {10} [\ ce {H +}] \ lt- \ log_ {10} \ left (\ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ right) $$ $$ – 1.74 \ lt \ mathrm {pH} \ lt15.74 $$

Kommentarer

• Detta gäller för vattenlösningar vid rumstemperatur, där $ K_w $ antar att värdet och vattentätheten är cirka 1 g / ml
• I ’ är rädd att du började med en ungefärlig definition av pH, vilket gör att resten av härledningen är felaktig. pH definieras av den kemiska aktiviteten av protoner , inte av deras koncentration. Aktivitetskoefficienten kan skilja sig enormt från 1 i koncentrerade lösningar, så att dina föreslagna gränser kan överskridas.