Direto ao assunto
Resumo rápido
Quando um sal se dissolve em água, seus íons se separam — e aí pode acontecer algo que muita gente não espera: um desses íons pode reagir com a própria água. Essa reação é a hidrólise de sais, ou hidrólise salina. Ela só acontece quando o íon vem de um ácido fraco ou de uma base fraca, porque o íon “forte” não tem força para arrancar um próton da água, enquanto o íon “fraco” tem. O resultado prático é que a solução do sal pode ficar ácida, básica ou neutra, dependendo de quem formou o sal. É um tema ⚡ Pode cair no ENEM e nos vestibulares, e aparece sempre ligado ao equilíbrio iônico da água, pH e pOH e à lista de matérias de Química.
A regra de ouro é simples e resolve quase todas as questões: sal de ácido forte com base forte é neutro; sal de ácido forte com base fraca é ácido; sal de ácido fraco com base forte é básico; sal de ácido fraco com base fraca depende da comparação entre Ka e Kb. Quem hidrolisa é sempre o íon que vem do componente fraco. O íon que vem do componente forte é espectador: ele só assiste à reação, sem participar dela. Se você decorar isso — e souber reconhecer quem é forte e quem é fraco — metade da prova já está ganha.
O que é a hidrólise de um sal
Um sal é, em geral, o produto da reação entre um ácido e uma base. Ao se dissolver em água, ele se dissocia completamente em seus íons. Por exemplo, o cloreto de amônio, \\(\\text{NH}_4\\text{Cl}\\), se dissocia em \\(\\text{NH}_4^+\\) e \\(\\text{Cl}^-\\). O íon \\(\\text{Cl}^-\\) vem do HCl, um ácido forte, e é um íon espectador: ele não reage com a água. Já o íon \\(\\text{NH}_4^+\\) vem do \\(\\text{NH}_4\\text{OH}\\), uma base fraca, e reage com a água, devolvendo um próton a ela: \\(\\text{NH}_4^+ + \\text{H}_2\\text{O} \\rightleftharpoons \\text{NH}_4\\text{OH} + \\text{H}^+\\). Como a reação produz \\(\\text{H}^+\\), a solução fica ácida. É isso que se chama de hidrólise catiônica: a hidrólise do cátion.
O caso simétrico é a hidrólise aniônica. O cianeto de sódio, \\(\\text{NaCN}\\), se dissocia em \\(\\text{Na}^+\\) e \\(\\text{CN}^-\\). O \\(\\text{Na}^+\\) vem do NaOH, base forte, e é espectador. O \\(\\text{CN}^-\\) vem do HCN, ácido fraco, e reage com a água, arrancando um próton dela: \\(\\text{CN}^- + \\text{H}_2\\text{O} \\rightleftharpoons \\text{HCN} + \\text{OH}^-\\). Como a reação produz \\(\\text{OH}^-\\), a solução fica básica. Perceba o padrão: o íon que hidrolisa é sempre o conjugado do componente fraco. O conjugado de um ácido fraco é uma base relativamente forte, capaz de reagir com a água; o conjugado de uma base fraca é um ácido relativamente forte, capaz de doar próton à água. Já os conjugados de ácidos e bases fortes são tão fracos que não reagem com a água de forma apreciável.
Os quatro casos, sem mistério
Vamos organizar os quatro casos possíveis, porque é exatamente assim que as provas os cobram, muitas vezes pedindo apenas para classificar a solução como ácida, básica ou neutra.
| Sal formado por | Quem hidrolisa | Solução resultante | Exemplo |
|---|---|---|---|
| Ácido forte + base forte | Nenhum íon | Neutra (pH 7 a 25 °C) | NaCl, KNO₃, Na₂SO₄ |
| Ácido forte + base fraca | O cátion | Ácida (pH < 7) | NH₄Cl, NH₄NO₃ |
| Ácido fraco + base forte | O ânion | Básica (pH > 7) | NaCN, CH₃COONa, Na₂CO₃ |
| Ácido fraco + base fraca | Os dois íons | Depende de Ka e Kb | CH₃COONH₄, NH₄CN |
No primeiro caso, nenhum íon hidrolisa: o NaCl, por exemplo, vem do HCl (forte) e do NaOH (forte), e sua solução é neutra. No segundo caso, só o cátion hidrolisa e a solução fica ácida. No terceiro, só o ânion hidrolisa e a solução fica básica — é o caso do carbonato de sódio, o famoso “barrilha”, cuja solução é bem básica e por isso limpa gordura, e do acetato de sódio, usado em bolsas de aquecimento instantâneo. No quarto caso, os dois íons hidrolisam ao mesmo tempo: um produz \\(\\text{H}^+\\) e o outro produz \\(\\text{OH}^-\\), e o pH final depende de qual dos dois “ganha”. Se \\(K_a > K_b\\), a hidrólise ácida predomina e a solução fica ácida; se \\(K_b > K_a\\), fica básica; se \\(K_a = K_b\\), fica neutra. O exemplo clássico é o acetato de amônio, \\(\\text{CH}_3\\text{COONH}_4\\): o \\(K_a\\) do ácido acético (\\(1,8 \\times 10^{-5}\\)) e o \\(K_b\\) do hidróxido de amônio (\\(1,8 \\times 10^{-5}\\)) são praticamente iguais, então a solução é neutra.
A constante de hidrólise e o cálculo do pH
A hidrólise é um equilíbrio, e por isso tem uma constante: a constante de hidrólise, \\(K_h\\). Para a hidrólise do ânion de um ácido fraco HA, a reação é \\(\\text{A}^- + \\text{H}_2\\text{O} \\rightleftharpoons \\text{HA} + \\text{OH}^-\\), e a constante vale \\(K_h = \\dfrac{K_w}{K_a}\\). Para a hidrólise do cátion de uma base fraca BOH, a reação é \\(\\text{B}^+ + \\text{H}_2\\text{O} \\rightleftharpoons \\text{BOH} + \\text{H}^+\\), e a constante vale \\(K_h = \\dfrac{K_w}{K_b}\\). Repare na lógica: quanto menor o \\(K_a\\) do ácido (ou seja, quanto mais fraco ele for), maior o \\(K_h\\) do seu sal — o conjugado de um ácido muito fraco hidrolisa bastante. É a mesma ideia do par conjugado: ácido fraco tem base conjugada forte, e vice-versa.
Para calcular o pH de uma solução de sal, usa-se o grau de hidrólise, \\(h\\), que é a fração dos íons que de fato reagiu com a água. Quando a hidrólise é pequena, vale a aproximação \\(h = \\sqrt{\\dfrac{K_h}{C}}\\), em que \\(C\\) é a concentração do sal. A concentração de \\(\\text{H}^+\\) (hidrólise catiônica) ou de \\(\\text{OH}^-\\) (hidrólise aniônica) é então \\(h \\times C\\), e o pH sai por \\(\\text{pH} = -\\log[\\text{H}^+]\\) ou por \\(\\text{pH} = 14 – \\text{pOH}\\). Exemplo: uma solução 0,10 mol/L de NaCN, em que o \\(K_a\\) do HCN é \\(4,9 \\times 10^{-10}\\). Primeiro, \\(K_h = K_w / K_a = 1,0 \\times 10^{-14} / 4,9 \\times 10^{-10} \\approx 2,0 \\times 10^{-5}\\). Depois, \\(h = \\sqrt{2,0 \\times 10^{-5} / 0,10} = \\sqrt{2,0 \\times 10^{-4}} \\approx 1,4 \\times 10^{-2}\\). A concentração de \\(\\text{OH}^-\\) é \\(h \\times C \\approx 1,4 \\times 10^{-3}\\) mol/L, o pOH é cerca de 2,85 e o pH é cerca de 11,15 — uma solução claramente básica, como esperado para um sal de ácido fraco com base forte.
Um detalhe que as provas adoram: quanto mais diluída a solução, maior o grau de hidrólise. A fórmula mostra isso: ao diminuir \\(C\\), o valor de \\(\\sqrt{K_h/C}\\) aumenta. É o mesmo comportamento da ionização de ácidos fracos, e tem a mesma explicação pelo princípio de Le Châtelier: diluir desloca o equilíbrio para o lado com mais partículas, que é o lado dos produtos da hidrólise. Já a concentração de \\(\\text{H}^+\\) ou \\(\\text{OH}^-\\) produzida diminui com a diluição, mesmo com o grau maior — não confunda as duas coisas: grau maior não significa solução mais ácida ou mais básica em valor absoluto.
Hidrólise no cotidiano e no ENEM
A hidrólise aparece em muitos contextos que o ENEM adora contextualizar. O bicarbonato de sódio, \\(\\text{NaHCO}_3\\), é um sal de ácido fraco (o ácido carbônico) com base forte, e sua solução é básica — por isso ele neutraliza a acidez do estômago e é usado como antiácido e como fermento químico, liberando \\(\\text{CO}_2\\) ao reagir com ácidos da massa. O cloreto de amônio, usado em fertilizantes, deixa o solo mais ácido ao hidrolisar, o que pode ser um problema ou uma vantagem, dependendo do solo. E o sabão é um sal de ácido graxo fraco com base forte: sua solução é básica, e é essa basicidade que ajuda a remover gordura — e também que pode ressecar a pele, que é levemente ácida.
Outro contexto frequente é o da água do mar e dos lagos: sais dissolvidos sofrem hidrólise e influenciam o pH da água, o que afeta a vida aquática. E, na análise de uma questão, um atalho útil: se a questão der um sal e pedir o pH sem dar nenhum \\(K_a\\) ou \\(K_b\\), ela quase certamente quer só a classificação — ácida, básica ou neutra — e não o valor numérico. Se ela der \\(K_a\\) ou \\(K_b\\) e a concentração, aí sim é conta de \\(K_h\\) e grau de hidrólise. Saber distinguir os dois tipos de pergunta economiza um tempo precioso na prova.
Mapa mental
- Definição: reação de um íon do sal com a água, produzindo \\(\\text{H}^+\\) ou \\(\\text{OH}^-\\).
- Quem hidrolisa: sempre o íon que vem do componente fraco; o íon do componente forte é espectador.
- Ácido forte + base forte: nenhum íon hidrolisa; solução neutra (ex.: NaCl).
- Ácido forte + base fraca: hidrolisa o cátion; solução ácida (ex.: NH₄Cl).
- Ácido fraco + base forte: hidrolisa o ânion; solução básica (ex.: NaCN, CH₃COONa).
- Ácido fraco + base fraca: hidrolisam os dois; compara-se Ka e Kb (ex.: CH₃COONH₄ é neutro).
- Constante de hidrólise: \\(K_h = K_w / K_a\\) (ânion) ou \\(K_h = K_w / K_b\\) (cátion).
- Grau de hidrólise: \\(h = \\sqrt{K_h / C}\\) (hidrólise pequena); diluir aumenta o grau.
- Cotidiano: bicarbonato de sódio (básico), cloreto de amônio (ácido), sabão (básico).
SAQ — Perguntas e respostas rápidas
1. O que é hidrólise de sais? A reação de um íon do sal com a água, formando o ácido ou a base fraca de origem e liberando \\(\\text{H}^+\\) ou \\(\\text{OH}^-\\).
2. Qual íon hidrolisa em um sal? O íon que vem do ácido fraco ou da base fraca; o íon do componente forte é espectador.
3. Por que a solução de NH₄Cl é ácida? Porque o \\(\\text{NH}_4^+\\) hidrolisa, produzindo \\(\\text{H}^+\\), enquanto o \\(\\text{Cl}^-\\) não reage com a água.
4. Por que a solução de NaCl é neutra? Porque nenhum dos seus íons hidrolisa: ambos vêm de um ácido forte e de uma base forte.
5. Como se calcula a constante de hidrólise do ânion? Por \\(K_h = K_w / K_a\\), em que Ka é a constante do ácido fraco de origem.
6. O que acontece com o grau de hidrólise ao diluir a solução? Ele aumenta, pois \\(h = \\sqrt{K_h / C}\\) cresce quando C diminui.
7. Um sal de ácido fraco e base fraca é sempre neutro? Não: depende da comparação entre Ka e Kb; só é neutro quando Ka = Kb.
8. Por que a solução de sabão é básica? Porque o sabão é um sal de ácido graxo fraco com base forte, e seu ânion hidrolisa produzindo \\(\\text{OH}^-\\).
Questões comentadas
Questão 1. Uma solução aquosa de cloreto de amônio, NH₄Cl, apresenta pH:
a) Igual a 7, pois todo sal é neutro. b) Menor que 7, pois o cátion hidrolisa. c) Maior que 7, pois o ânion hidrolisa. d) Igual a 7, pois o sal é de ácido forte e base forte. e) Maior que 7, pois o cátion hidrolisa.
Gabarito: b. O NH₄Cl vem do HCl (forte) e do NH₄OH (fraco): o cátion NH₄⁺ hidrolisa, produzindo H⁺, e a solução fica ácida.
Questão 2. Qual dos seguintes sais produz solução aquosa básica?
a) NaCl. b) KNO₃. c) NaCN. d) NH₄NO₃. e) CaCl₂.
Gabarito: c. O NaCN vem do HCN (ácido fraco) e do NaOH (base forte): o ânion CN⁻ hidrolisa, produzindo OH⁻, e a solução fica básica. Os demais são sais de ácido forte com base forte (neutros) ou de ácido forte com base fraca (ácidos).
Questão 3. Uma solução de acetato de amônio, CH₃COONH₄, é neutra porque:
a) Nenhum íon hidrolisa. b) O Ka do ácido acético é praticamente igual ao Kb do hidróxido de amônio. c) O sal é de ácido forte e base forte. d) O acetato não hidrolisa. e) O amônio não hidrolisa.
Gabarito: b. Os dois íons hidrolisam, mas produzem quantidades praticamente iguais de H⁺ e OH⁻, pois Ka ≈ Kb, e os efeitos se cancelam.
Questão 4. Ao diluir uma solução de um sal que sofre hidrólise, o grau de hidrólise:
a) Diminui. b) Aumenta. c) Não se altera. d) Torna-se zero. e) Dobra sempre, independentemente da diluição.
Gabarito: b. Pela aproximação h = √(Kh/C), diminuir C aumenta h.
Questão 5. A constante de hidrólise do ânion acetato, CH₃COO⁻, em uma solução de acetato de sódio, é dada por:
a) Ka do ácido acético. b) Kb do hidróxido de sódio. c) Kw/Ka do ácido acético. d) Ka × Kb. e) Kw × Ka do ácido acético.
Gabarito: c. Para a hidrólise do ânion de um ácido fraco, Kh = Kw/Ka.
Dica do professor
Antes de qualquer conta, classifique o sal: identifique o ácido e a base de origem e marque quem é forte e quem é fraco. Essa classificação sozinha já responde à maioria das questões de múltipla escolha sobre o tema — a conta de Kh só entra quando a questão der Ka ou Kb e pedir o pH.
Atenção / cuidado
Não confunda dissociação com hidrólise: todo sal se dissocia ao dissolver, mas só hidrolisa se um de seus íons vier de um componente fraco. E não diga que “sal de ácido forte é ácido”: o NaCl é de ácido forte e é neutro — o que importa é a combinação do ácido com a base, não um componente isolado.
Conexão com outras áreas
A hidrólise conecta a Química à Biologia, no pH do solo e na absorção de nutrientes pelas plantas, e ao cotidiano, em antiácidos, fermentos e sabões. Para continuar, veja também a matéria sobre soluções tampão e titulação e a matéria sobre equilíbrio iônico e produto de solubilidade.
