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¿Es físicamente posible un nivel de pH negativo?

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 ecuación que aparece a continuación, parece ciertamente posible: basta con tener un $1.1$ (o algo $\gt 1$ ) solución molar de $\ce{H+}$ iones: $$\text{pH} = -\log([\ce{H+}])$$ (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 $

Por lo tanto, es teóricamente posible crear una sustancia con un pH negativo. Pero, ¿es físicamente posible (por ejemplo, podemos crear un ácido de 1,1 molar en el laboratorio que realmente siga comportándose de forma coherente con esa ecuación)?

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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 de lo que hay sobre la concentración $1 \textrm{ lb-mol ft}^{-3}$ .

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No voy a entrar en tecnicismos ya que se ha discutido abundantemente más arriba, pero lo más alto registrado $\mathrm{pH}$ es de ácido fluoroantimónico con $\mathrm{pH}\ {-25}$ Así que sí, es posible.

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Añadir un poco más de fondo y quizás algunos aburridos tecnicismos puede ser el camino hacia una buena respuesta. En su estado actual, esta respuesta no aporta ninguna visión novedosa sobre el tema.

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Grant Puntos 5366

Una publicación para ti: "El pH negativo existe", K. F. Lim, J. Chem. Educ. 2006 , 83 , 1465 . Citando el resumen en su totalidad:

La idea errónea de que el pH está entre 0 y 14 se ha perpetuado en libros de divulgación científica, libros de texto, guías de repaso y libros de referencia.

El texto del artículo ofrece algunos contraejemplos:

Por ejemplo, la solución concentrada de HCl disponible en el mercado (37% en masa) tiene $\mathrm{pH} \approx -1.1$ mientras que la solución saturada de NaOH tiene $\mathrm{pH} \approx 15.0$ .

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Mark Biek Puntos 41769

Ciertamente es posible en teoría. Resuelve para $\ce{pH < 0}$ :

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

Así que, como has dicho, una solución en la que la concentración de iones de hidrógeno es superior a uno debería tener teóricamente un valor negativo $\ce{pH}$ . Dicho esto, en esos extremos de concentración, la utilidad y la precisión del $\ce{pH}$ La escala se rompe por varias razones.

Incluso los ácidos clasificados convencionalmente como "fuertes" no se disocian al 100%. En realidad, su disociación es también un proceso de equilibrio, aunque esto sólo se pone de manifiesto en concentraciones muy elevadas. A medida que la solución se concentra más, cualquier ácido adicional no puede ser disuelto tan completamente, y el equilibrio químico comienza a favorecer la disociación cada vez menos. Por lo tanto, a medida que la solución se satura, el grado de disociación comienza a estabilizarse y la concentración de iones de hidrógeno se aproxima a un límite superior práctico. Además, $\ce{pH}$ medido a través de la concentración molar como indicador de la actividad termodinámica es intrínsecamente inexacto en los extremos de la concentración. Otros fenómenos, como la formación de especies químicas distintas por autoionización en función de la concentración, complican aún más las cosas (por ejemplo, la generación de $\ce{H3SO4+}$ en ácido sulfúrico concentrado, $\ce{H2F+}$ en ácido fluorhídrico concentrado, etc.).

Para soluciones altamente concentradas de ácidos fuertes, las alternativas/extensiones a $\ce{pH}$ existen que son funcionales más allá de los límites de $\ce{pH}$ (véase, por ejemplo, el Función de acidez de Hammett ).

En cuanto a si las soluciones de los negativos $\ce{pH}$ se han preparado u observado experimentalmente, la respuesta es sí. Aquí hay un enlace a un artículo que describe la medición de $\ce{pH}$ en las aguas ácidas de las minas, que cita una cifra de $-3.6$ .

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Estoy completamente de acuerdo con su respuesta. Según recuerdo, el pH se deriva de la ley de acción de la masa en solución acuosa (a $25^\circ{}C$ ), por lo que $\ce{pH = -\log_{10} c(H3O+)}$ con $\ce{K_{w} = [H3O+]\cdot[{}^{-}OH]\approx14}$ . Esta es también una de las razones por las que esas acideces son difíciles de medir. También cabe mencionar que depende en gran medida de la temperatura. ( $K=\exp\{-\frac{\Delta G}{RT}\}$ ).

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@GregE. Es algo contradictorio hablar del pH como -log[H+], y luego decir que es posible un pH = -3,6. Es imposible meter más de 1000 moles de iones de hidronio en un litro. El valor -3,6 sólo tiene sentido si se explica que pH = - log (actividad de H+), y que es la desviación de la actividad respecto a la concentración lo que hace posible el valor -3,6. En cambio, -log[H+] sería aproximadamente -1 para el agua de la mina.

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@Dave No estoy tan seguro de tu comentario. Pensaba que los paréntesis significaban técnicamente actividad. Simplemente asumimos que es proporcional a la concentración en el uso típico.

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Ryan Hayes Puntos 131

Cualquier solución ácida fuerte con una concentración superior a 1 mol/L tiene el pH negativo. Piensa en cualquier solución ácida fuerte concentrada de uso común como el 3M $\ce{HCl}$ , 6M $\ce{HNO3}$ . En realidad, el pH negativo es muy común.

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ankitjaininfo Puntos 114

Es muy posible.

Digamos que pones 3 moles de $\ce{HCl}$ en 1 mol de agua. $\ce{HCl}$ siendo un ácido fuerte se disocia completamente en $\ce{H+}$ y $\ce{Cl-}$ iones como:

$$\ce{HCl -> H+ + Cl-}$$

así que después de la disociación completa, $[\ce{H+}]=3~\mathrm{mol/L}$ (ignorando la ínfima contribución del agua en sí)

Por definición, $$\mathrm{pH} = -\log[\ce{H+}]$$

por lo tanto, $\mathrm{pH}= -\log 3= -0.48$

Así que es muy posible tener soluciones de ácidos fuertes cuyo $\ce{[H+]}$ es igual o superior a 1 molar y, por tanto, su pH es negativo.

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Aunque estoy de acuerdo en que una solución concentrada de un ácido fuerte es un excelente contraejemplo, hay que mencionar que este tratamiento roza el simplismo. 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 en concentraciones más altas. A modo de ejemplo, el electrodo de hidrógeno estándar utiliza realmente 1,18 M de HCl para garantizar que $a_{\ce{H+}} = 1$ .

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Aunque los valores de pH negativos son ciertamente posibles (ver todas las demás 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 en muchos entornos comerciales) tienen una cantidad significativa de error a medida que se pasa 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.

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Luke Puntos 6644

Es posible tener $\mathrm{pH}<0$ y no necesitas crear ninguna sustancia. Toma una solución concentrada de uno de los ácidos inorgánicos fuertes (es decir, uno con constante de disociación superior a 1000 como el ácido sulfúrico) y aquí tienes.

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