É possível que os ácidos tenham um # "pH" # acima de # 7 #? Em caso afirmativo, em que circunstâncias isso seria?

A acidez é uma medida da #sf(H^+)# concentração em uma solução. Uma medida conveniente a ser usada é a escala de pH, que facilita o manuseio de uma grande variedade de números envolvidos.

#sf(pH=-log[H^+])#

Isto significa que #sf([H^+]=10^(-pH))#

Portanto, a solução de #sf([H^+]=10^(-2)color(white)(x)"mol/l")# tem um pH de 2.

A relação entre pH e concentração é mostrada no gráfico:

Um livro típico de ensino médio mostrará uma escala de pH que vai do 0 ao 14.

Diz-se que uma solução de pH 7 é neutra. Se o pH for menor que 7, a solução é ácida. Se o pH for maior que o 7, a solução é alcalina.

Isso funciona bem em condições normais de laboratório, mas não se aplica geralmente.

Precisamos considerar a auto-ionização da água:

#sf(H_2O_((l))rightleftharpoonsH_((aq))^(+)+OH_((aq))^-)#

Para qual:

#sf(K_w=[H_((aq))^+][OH_((aq))^-]=1.00xx10^(-14)color(white)(x)"mol"^2."l"^(-2))# at #sf(25^@C)#

Em água pura #sf([H_((aq))^+]=[OH_((aq))^-])#

#:.##sf([H_((aq))^+]^2=1.00xx10^(-14))#

#sf([H_((aq))^(+)]=sqrt(1.00xx10^(-14))=1.00xx10^(-7)color(white)(x)"mol/l")#

Então, para obter o pH:

#sf(pH=-log(1.00xx10^(-7))=7)#

Isso nos dá o nosso ponto neutro.

O problema aqui é que isso se refere a condições padrão, ou seja, uma temperatura de #sf(25^@C)#. Sabemos que a temperatura pode afetar o valor de #sf(K_c)# e este é um exemplo.

A auto-ionização da água é um processo de quebra de ligação, portanto é endotérmica:

#sf(H_2O_((l))rightleftharpoonsH_((aq))^(+)+OH_((aq))^-)#

#sf(DeltaH)# é + ve.

Se aumentarmos a temperatura, Princípio de Le Chatelier preveria que a posição de equilíbrio mudaria para a direita. Isso levaria a uma maior dissociação, aumentando assim o valor de #sf(K_w)#.

Isso foi medido para várias temperaturas. At #sf(40^@C)# o valor de #sf(K_w=2.916xx10^(-14)color(white)(x)"mol"^2."l"^(-2))#

O que aconteceria com o pH?

#sf([H_((aq))^+]^2=2.916xx10^(-14))#

#:.##sf([H_((aq))^+]=sqrt(2.916xx10^(-14))=1.707xx10^(-7)color(white)(x)"mol/l")#

#:.##sf(pH=-log(1.797xx10^(-7))=6.77)#

Isso mostra que o ponto neutro caiu agora para o pH 6.77.

Usando os dados fornecidos pelo ChemguideUK, produzi o gráfico a seguir, mostrando a variação do pH com a temperatura da água pura:

Como você pode ver, o pH cai à medida que a temperatura aumenta. Isso não significa que a água se tornou mais ácida. Ao longo da linha azul, a água é neutra.

Isto é porque #sf([H_((aq))^+]=[OH_((aq))^(-)])#. Este é o critério de neutralidade.

Qualquer solução abaixo da linha azul está na região ácida do gráfico. Isto é porque #sf([H_((aq))^(+)]>[OH_((aq))^-])#

Qualquer solução acima da linha azul está na região alcalina do gráfico. Isto é porque #sf([OH_((aq))^(-)]>[H_((aq))^+])#.

Voltando à pergunta original, você pode ver que qualquer solução na região hachurada preta pode ter um pH maior que o 7, mas é ácida.

Por outro lado, você pode ver que em temperaturas mais altas você pode ter soluções cujo pH é menor que 7.

Em resumo, os critérios para uma solução neutra não é necessariamente que pH = 7, mas sim que #sf([H_((aq))^+]=[OH_((aq))^-])#

Pelo mesmo argumento, uma solução alcalina não tem necessariamente um pH> 7, é quando #sf([OH_((aq))^(-)]>[H_((aq))^+])#.

Finalmente, uma solução ácida não é necessariamente onde pH <7, é quando #sf([H_((aq))^(+)]>[OH_((aq))^-])#