È possibile che gli acidi abbiano un # "pH" # sopra # 7 #? In tal caso, in quali circostanze sarebbe?

L'acidità è una misura del #sf(H^+)# concentrazione in una soluzione. Una misura conveniente da usare è la scala del pH che rende più facile da gestire l'ampia gamma di numeri coinvolti.

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

Ciò significa che #sf([H^+]=10^(-pH))#

Pertanto soluzione di #sf([H^+]=10^(-2)color(white)(x)"mol/l")# ha un pH di 2.

La relazione tra pH e concentrazione è mostrata nel grafico:

Un tipico libro di testo delle scuole superiori mostrerà una scala di pH compresa tra 0 e 14.

Si dice che una soluzione di pH 7 sia neutra. Se il pH è inferiore a 7, la soluzione è acida. Se il pH è maggiore di 7 la soluzione è un alcali.

Funziona bene in normali condizioni di laboratorio ma non si applica in generale.

Dobbiamo considerare l'auto-ionizzazione dell'acqua:

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

Per cui:

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

In acqua 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")#

Quindi per ottenere il pH:

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

Questo ci dà il nostro punto neutro.

Il problema qui è che questo si riferisce a condizioni standard, ad esempio una temperatura di #sf(25^@C)#. Sappiamo che la temperatura può influenzare il valore di #sf(K_c)# e questo è un esempio.

L'autoionizzazione dell'acqua è un processo di rottura del legame, quindi è endotermica:

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

#sf(DeltaH)# è + ve.

Se aumentiamo la temperatura, Principio di Le Chatelier prevederebbe che la posizione di equilibrio si sposterà a destra. Ciò porterebbe a una maggiore dissociazione aumentando così il valore di #sf(K_w)#.

Questo è stato misurato per diverse temperature. A #sf(40^@C)# il valore di #sf(K_w=2.916xx10^(-14)color(white)(x)"mol"^2."l"^(-2))#

Cosa succederebbe al 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)#

Ciò dimostra che il punto neutro è ora sceso a pH 6.77.

Utilizzando i dati forniti da ChemguideUK ho prodotto la seguente tabella che mostra la variazione del pH con la temperatura per l'acqua pura:

Come puoi vedere, il pH scende all'aumentare della temperatura. Ciò non significa che l'acqua sia diventata più acida. Lungo tutta la linea blu l'acqua è neutra.

Questo è perché #sf([H_((aq))^+]=[OH_((aq))^(-)])#. Questo è il criterio per la neutralità.

Qualsiasi soluzione situata sotto la linea blu si trova nella regione acida del grafico. Questo è perché #sf([H_((aq))^(+)]>[OH_((aq))^-])#

Qualsiasi soluzione che si trova sopra la linea blu si trova nella regione alcalina del grafico. Questo è perché #sf([OH_((aq))^(-)]>[H_((aq))^+])#.

Tornando alla domanda originale, puoi vedere che qualsiasi soluzione che si trova nella regione tratteggiata nera può avere un pH maggiore di 7 ma è acida.

Al contrario, puoi vedere che a temperature più elevate puoi avere alcalino Solutions il cui pH è inferiore a 7.

In sintesi, i criteri per una soluzione neutra non sono necessariamente pH = 7, ma piuttosto #sf([H_((aq))^+]=[OH_((aq))^-])#

Dallo stesso argomento una soluzione alcalina non ha necessariamente un pH> 7, è quando #sf([OH_((aq))^(-)]>[H_((aq))^+])#.

Infine, una soluzione acida non è necessariamente dove pH <7, è quando #sf([H_((aq))^(+)]>[OH_((aq))^-])#