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))^-])`