Une publication pour vous: «Un pH négatif existe», K. F. Lim, J. Chem. Éduc. 2006 , 83 , 1465. Citant le résumé dans son intégralité:

L'idée fausse selon laquelle le pH se situe entre 0 et 14 a été perpétuée dans des livres de vulgarisation scientifique, des manuels, des guides de révision et des ouvrages de référence.

Le texte de l'article fournit quelques contre-exemples:

Par exemple, une solution de HCl concentrée disponible dans le commerce (37% en masse) a $ \ mathrm {pH} \ environ -1,1 $, alors qu'elle est saturée La solution NaOH a $ \ mathrm {pH} \ environ 15,0 $.

C'est certainement possible en théorie. Résoudre pour $ \ ce {pH < 0} $:

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

Donc, comme vous l'avez dit, une solution dans laquelle la concentration en ions hydrogène dépasse un devrait théoriquement avoir un $ \ ce {pH} $ négatif. Cela dit, à ces extrêmes de concentration, l'utilité et la précision de l'échelle $ \ ce {pH} $ se décomposent pour diverses raisons.

Même les acides classiquement classés comme «forts» ne se dissocient pas en fait 100 %. En réalité, leur dissociation est aussi essentiellement un processus d'équilibre, bien que cela ne devienne apparent qu'à des concentrations excessivement élevées. Au fur et à mesure que la solution devient plus concentrée, tout acide supplémentaire ne peut pas être aussi complètement solvaté, et l'équilibre chimique commence à favoriser progressivement la dissociation de moins en moins. Par conséquent, à mesure que la solution devient de plus en plus saturée, l'étendue de la dissociation commence à plafonner et la concentration en ions hydrogène se rapproche d'une limite supérieure pratique. De plus, $ \ ce {pH} $ mesuré via la concentration molaire comme proxy de l'activité thermodynamique est intrinsèquement inexact aux extrêmes de concentration. D'autres phénomènes, tels que la formation d'espèces chimiques distinctes par auto-ionisation d'une manière dépendante de la concentration compliquent encore les choses (par exemple, la génération de $ \ ce {H3SO4 +} $ dans l'acide sulfurique concentré, $ \ ce {H2F +} $ dans le concentré acide fluorhydrique, etc.).

Pour les solutions hautement concentrées d'acides forts, il existe des alternatives / extensions à $ \ ce {pH} $ fonctionnelles au-delà des limites de $ \ ce {pH} $ (voir , par exemple, la fonction d'acidité de Hammett).

Quant à savoir si des solutions de $ \ ce {pH} $ négatifs ont été réellement préparées ou observées expérimentalement, la réponse est oui. Voici un lien vers un article décrivant la mesure de $ \ ce {pH} $ dans les eaux de mine acides, qui cite un chiffre de -3,6 $.

Toute solution d'acide fort avec une concentration supérieure à 1 mol / L a le pH négatif. Pensez à toute solution d'acide fort concentrée couramment utilisée telle que 3M $ \ ce {HCl} $, 6M $ \ ce {HNO3} $. Un pH négatif est en fait très courant.

C'est tout à fait possible.

Disons que vous mettez 3 moles de $ \ ce {HCl} $ dans 1 mole d'eau. $ \ ce {HCl} $, étant un acide fort se dissocie complètement en $ \ ce {H +} $ et $ \ ce {Cl -} $ ions comme:

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

donc après dissociation complète, $ [\ ce { H +}] = 3 ~ \ mathrm {mol / L} $ (en ignorant la très petite contribution de l'eau elle-même)

Par définition, $$ \ mathrm {pH} = - \ log [\ ce {H + }] $$

donc, $ \ mathrm {pH} = - \ log 3 = -0.48 $

Il est donc tout à fait possible d'avoir des solutions d'acides forts dont $ \ ce {[H +]} $ vaut 1 molaire ou plus, et donc dont le pH est négatif.

Il est possible d'avoir $ \ mathrm {pH} <0 $ et vous n'avez pas besoin de créer de substance. Prenez une solution concentrée de l'un des acides inorganiques forts (c'est-à-dire un avec une constante de dissociation supérieure à 1000 comme l'acide sulfurique) et vous y êtes.

Je n'entrerai pas dans les détails techniques car cela a été abondamment discuté ci-dessus, mais le $ \ mathrm {pH} $ le plus élevé enregistré est l'acide fluoroantimonique avec $ \ mathrm {pH} \ {-25} $, donc oui c'est possible.

L'échelle de pH est prise sur notre référence de 0 à 14 pour des valeurs de concentration de $ 1 ~ \ mathrm {M} $ à $ \ mathrm {10} ^ {- 14} \, \ mathrm {M} $. Cette plage est telle que nos calculs normaux en laboratoire peuvent être réalisés facilement. Il est à noter que cette échelle est à température ambiante. Si vous augmentez la température, les limites changent. Par exemple, le pH de l'eau pure à 100 $ \, \ mathrm {^ \ circ C} $ est de 6,14 $ et non de 7 $. Par conséquent, nous pouvons voir que l'échelle a changé avec la température.

$ \ mathrm {pH} $ est essentiellement une convention. Il est défini comme $$ - \ log_ {10} [\ ce {H +}] $$ puisque les concentrations des solutions couramment utilisées se situent dans l'intervalle $$ [10 ^ {- 14} \ \ mathrm {mol / L}, 1 \ \ mathrm {mol / L}] $$ et donc le $ \ mathrm {pH} $ se trouve dans $$ [0,14] $$ Mais rien n'empêche une solution aqueuse d'avoir un $ \ mathrm {pH} $ qui ne se trouve pas dans cet intervalle. Les seules contraintes sont: $$ [\ ce {H +}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ et $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} $$ Le premier cas limite est celui où l'on suppose que toute l'eau s'est transformée en $ \ ce {H +} $ , ce qui n'est pas tout à fait vrai, car il doit y avoir de l'eau qui s'est transformée en $ \ ce {OH -} $ afin de $$ K_ \ mathrm w = [\ ce {H +}] [\ ce {OH -}] $$ span > Mais $$ [\ ce {H2O}] _ \ text {liquid} = \ frac {1 \ \ mathrm {mol}} {18 \ \ mathrm g} \ frac {1000 \ \ mathrm g} {1 \ \ mathrm L} = 55,6 \ \ mathrm {mol / L} $$ Et puis nous avons $$ [\ ce {H +} ] \ lt55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ Le dernier cas implique $$ [\ ce {OH -}] \ lt [\ ce {H2O }] _ \ text {liquid} $$ ce qui signifie (compte tenu de $ K_ \ mathrm w = 10 ^ {- 14} $ ) $$ [\ ce {H +}] \ gt \ frac {10 ^ {- 14 }} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} $$ Puis $$ \ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ \ mathrm {mol / L} \ lt [\ ce {H +}] \ lt55.6 \ \ mathrm {mol / L} $$ $$ - \ log_ {10} (55,6 ) \ lt- \ log_ {10} [\ ce {H +}] \ lt- \ log_ {10} \ left (\ frac {10 ^ {- 14}} {55.6} \ right) $$ $$ - 1.74 \ lt \ mathrm {pH} \ lt15.74 $$