¿Es posible que los ácidos tengan un # "pH" # superior a # 7 #? Si es así, ¿en qué circunstancias sería eso?

Sí, puedes tomar un ácido cuyo pH es mayor que 7.

Explicación:

La acidez es una medida de la #sf(H^+)# concentración en una solución. Una medida conveniente es usar la escala de pH que hace que el amplio rango de números involucrados sea más fácil de manejar.

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

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

Por lo tanto, la solución de #sf([H^+]=10^(-2)color(white)(x)"mol/l")# tiene un pH de 2.

La relación entre pH y concentración se muestra en el gráfico:

quora

Un libro de texto típico de la escuela secundaria mostrará una escala de pH que va de 0 a 14.

Se dice que una solución de pH 7 es neutral. Si el pH es menor que 7, entonces la solución es ácida. Si el pH es mayor que 7, la solución es un álcali.

Esto funciona bien en condiciones normales de laboratorio, pero no se aplica en general.

Necesitamos considerar la autoionización del agua:

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

Para cual:

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

En agua 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")#

Entonces para obtener el pH:

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

Esto nos da nuestro punto neutral.

El problema aquí es que esto se refiere a condiciones estándar, es decir, una temperatura de #sf(25^@C)#. Sabemos que la temperatura puede afectar el valor de #sf(K_c)# Y este es un ejemplo.

La autoionización del agua es un proceso de ruptura de enlaces, por lo que es endotérmica:

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

#sf(DeltaH)# es + ve.

Si elevamos la temperatura, Principio de Le Chatelier predeciría que la posición de equilibrio se desplazaría hacia la derecha. Esto conduciría a una mayor disociación, aumentando así el valor de #sf(K_w)#.

Esto se ha medido para varias temperaturas. A #sf(40^@C)# el valor de #sf(K_w=2.916xx10^(-14)color(white)(x)"mol"^2."l"^(-2))#

¿Qué pasaría con el 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)#

Esto muestra que el punto neutro ahora ha caído a pH 6.77.

Utilizando los datos proporcionados por ChemguideUK, he producido el siguiente cuadro que muestra la variación del pH con la temperatura del agua pura:

MFDocs

Como puede ver, el pH cae a medida que aumenta la temperatura. Esto no significa que el agua se haya vuelto más ácida. A lo largo de la línea azul, el agua es neutra.

Esto es porque #sf([H_((aq))^+]=[OH_((aq))^(-)])#. Este es el criterio de neutralidad.

Cualquier solución que se encuentre debajo de la línea azul está en la región ácida del gráfico. Esto es porque #sf([H_((aq))^(+)]>[OH_((aq))^-])#

Cualquier solución que se encuentre por encima de la línea azul está en la región alcalina del gráfico. Esto es porque #sf([OH_((aq))^(-)]>[H_((aq))^+])#.

Volviendo a la pregunta original, puede ver que cualquier solución que se encuentre en la región sombreada negra puede tener un pH mayor que 7 pero es ácida.

Por el contrario, puede ver que a temperaturas más altas puede tener alcalina soluciones cuyo pH es menor que 7.

En resumen, el criterio para una solución neutral no es necesariamente que pH = 7, sino que es que #sf([H_((aq))^+]=[OH_((aq))^-])#

Por el mismo argumento, una solución alcalina no necesariamente tiene un pH> 7, es cuando #sf([OH_((aq))^(-)]>[H_((aq))^+])#.

Finalmente, una solución ácida no es necesariamente donde pH <7, es cuando #sf([H_((aq))^(+)]>[OH_((aq))^-])#


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