Ist es möglich, dass Säuren einen # "pH" # über # 7 # haben? Wenn ja, unter welchen Umständen?

Die Säure ist ein Maß für die #sf(H^+)# Konzentration in einer Lösung. Eine bequeme Messmethode ist die pH-Skala, die den Umgang mit den unterschiedlichsten Zahlen erleichtert.

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

Dies bedeutet, dass #sf([H^+]=10^(-pH))#

Daher Lösung von #sf([H^+]=10^(-2)color(white)(x)"mol/l")# hat einen pH von 2.

Der Zusammenhang zwischen pH-Wert und Konzentration ist in der Grafik dargestellt:

Ein typisches Schulbuch zeigt eine pH-Skala von 0 bis 14.

Eine Lösung von pH 7 soll neutral sein. Wenn der pH-Wert unter 7 liegt, ist die Lösung sauer. Wenn der pH-Wert größer als 7 ist, ist die Lösung ein Alkali.

Dies funktioniert gut unter normalen Laborbedingungen, gilt jedoch nicht allgemein.

Wir müssen die Autoionisation von Wasser berücksichtigen:

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

Für welche:

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

In reinem Wasser #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")#

So erhalten Sie den pH:

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

Dies gibt uns unseren neutralen Punkt.

Das Problem hierbei ist, dass sich dies auf Standardbedingungen bezieht, dh eine Temperatur von #sf(25^@C)#. Wir wissen, dass die Temperatur den Wert von beeinflussen kann #sf(K_c)# und das ist so ein beispiel.

Die Autoionisation von Wasser ist ein Bindungsbruchprozess und daher endotherm:

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

#sf(DeltaH)# ist + ve.

Wenn wir die Temperatur erhöhen, Das Prinzip von Le Chatelier würde vorhersagen, dass sich die Gleichgewichtslage nach rechts verschieben würde. Dies würde zu einer stärkeren Dissoziation führen und somit den Wert von erhöhen #sf(K_w)#.

Dies wurde für mehrere Temperaturen gemessen. Beim #sf(40^@C)# der Wert #sf(K_w=2.916xx10^(-14)color(white)(x)"mol"^2."l"^(-2))#

Was würde mit dem pH-Wert passieren?

#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)#

Dies zeigt, dass der Neutralpunkt nun auf pH 6.77 gefallen ist.

Unter Verwendung der von ChemguideUK bereitgestellten Daten habe ich die folgende Tabelle erstellt, die die Änderung des pH-Werts mit der Temperatur für reines Wasser zeigt:

Wie Sie sehen, sinkt der pH-Wert mit steigender Temperatur. Dies bedeutet nicht, dass das Wasser saurer geworden ist. Entlang der blauen Linie ist das Wasser neutral.

Das ist weil #sf([H_((aq))^+]=[OH_((aq))^(-)])#. Dies ist das Kriterium für die Neutralität.

Jede unter der blauen Linie liegende Lösung befindet sich im sauren Bereich des Diagramms. Das ist weil #sf([H_((aq))^(+)]>[OH_((aq))^-])#

Jede Lösung, die über der blauen Linie liegt, befindet sich im alkalischen Bereich des Diagramms. Das ist weil #sf([OH_((aq))^(-)]>[H_((aq))^+])#.

Zurück zur ursprünglichen Frage: Jede Lösung, die im schwarz schraffierten Bereich liegt, kann einen pH-Wert von mehr als 7 aufweisen, ist jedoch sauer.

Umgekehrt sieht man, dass man bei höheren Temperaturen alkalisch werden kann Lösungen deren pH-Wert unter 7 liegt.

Zusammenfassend ist das Kriterium für eine neutrale Lösung nicht unbedingt pH = 7, sondern das #sf([H_((aq))^+]=[OH_((aq))^-])#

Aus dem gleichen Grund muss eine alkalische Lösung nicht unbedingt einen pH-Wert> 7 haben, sondern nur dann, wenn #sf([OH_((aq))^(-)]>[H_((aq))^+])#.

Schließlich ist eine saure Lösung nicht unbedingt dann, wenn der pH-Wert <7 ist #sf([H_((aq))^(+)]>[OH_((aq))^-])#