1. Hidrólise Salina
Hidrólise salina é o processo em que íons provenientes de um sal reagem com a
água.
Uma solução salina pode originar soluções ácidas e básicas. Os sais presentes se
dissociam em cátions e ânions, e dependendo destes íons a solução assume
diferentes valores de pH.
Representação:
Quando o sal se dissolve em água, ele se dissolve totalmente para produzir
cátions (H+) e ânions (OH-). Repare na equação acima que estes íons
contribuíram para a formação de um ácido (HA) e uma base (COH).
A palavra Hidrólise significa reação de decomposição de uma substância pela
água.
H+ + H2O ↔ HOH + H+
A decomposição de um cátion (H+) caracteriza as soluções ácidas.
OH- + H2O ↔ HOH + OHA decomposição de um ânion (OH-) dá origem a soluções básicas.
Estudo do pH da Solução após uma Hidrólise
1) Sal de ácido forte e base forte: não sofre hidrólise e o pH da solução é 7.
Exemplo: NaCl.
Na+ + Cl- + H+ + OH- ↔ Na+ + OH- + H+ + Cl-

2. Não há hidrólise porque, sendo o ácido e a base fortes, esse equilíbrio não
permite sua formação e os íons permanecem em solução.
Pode-se dizer que, nesse caso, a solução é neutra (pH = 7 a 25 °C) e não há
constante de hidrólise nem grau de hidrólise.
2) Sal de ácido forte e base fraca: sofre hidrólise e o pH da solução é menor que
7.
Exemplo: NH4Br.
O equilíbrio que se forma na solução aquosa de brometo de amônio é:
NH4 + Br- + H+ + OH- ↔ NH4OH + H+ + BrForma-se a base e há íons H+ livres na solução. A solução resultante é ácida.
Repare que praticamente nada acontece com Br-. O que ocorreu foi a hidrólise
do cátion:
NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+
A 25 °C, Kw = 10-14, portanto:
Kh = 10-14/Kb
Onde Kw é a constante de ionização da água e Kb é a constante de ionização da
base.
3) Sal de ácido fraco e base forte: sofre hidrólise e o pH da solução é maior que
7.
Exemplo: NaCN.
O equilíbrio que se forma na solução aquosa de cianeto de sódio é:
Na+ + CN- + H+ + OH- ↔ Na+ + OH- + HCN
Forma-se o ácido e há íons OH- livres na solução. A solução resultante é básica.
Praticamente nada acontece com Na+. O que ocorreu foi a hidrólise do ânion:
CN- + H2O ↔ HCN + OHA constante de hidrólise a 25 °C é:
Kh = 10-14/ Ka
Onde Kw é a constante de ionização da água e Ka é a constante de ionização do
ácido.
4) Sal de ácido fraco e base fraca: sofre hidrólise e o pH da solução pode ser
superior, igual ou inferior a 7, dependendo das forças relativas do ácido e da
base.

3. Exemplo: (NH4)S.
O equilíbrio que se forma na solução aquosa de sulfeto de amônio é:
2 NH4+ + S22 + 2 H+ + OH- ↔ 2 NH4OH + H2S
Como o ácido e a base são fracos, o equilíbrio está deslocado para a direita;
formam-se o ácido e a base.
Praticamente não há íons H+ nem OH+- livres em solução, a qual, entretanto,
pode ser ligeiramente ácida ou básica de acordo com o grau de ionização do
ácido ou da base. Considera-se que essa solução tem pH em torno de 7 (a 25
°C). Nesse caso, houve hidrólise total do cátion e do ânion. Portanto, temos:
Kh = 10-14/Ka . Kb
Exercícios resolvidos
Ex 1:Dissolve-se 0,002mol de Pb(NO3)2 sólido em um litro de ácido sulfúrico
0,001 mol/L.
A) Que reação ocorre no procedimento acima?
B) Haverá precipitação de sulfato de chumbo? (admitir que não haverá variação
no volume do ácido com a adição do sólido)
Dado: Kps do sulfato de chumbo = 1,3 x 10-8
A) A reação que ocorre pode ser representada pela equação química:
Pb(NO3)2 + H2SO4 ---> PbSO4(s) + 2 HNO3
B) A concentração máxima de PbSO4 que pode permanecer em solução é obtida
pelo produto de solubilidade:
Kps = [Pb²+].[SO4²-]
A concentração de Pb²+ tem que ser igual a concentração de SO4²- já que
formam o sal na proporção de 1:1
1,3.10-8 = [Pb²+]²
[Pb²+] = 1,14 . 10-4 mol/L
Essa é a concentração máxima de íons Pb²+ e SO4²- que podem permanecer em
solução sem que precipitem.
No exemplo há formação de 0,001mol/L (10-³ mol/L) de PbSO4 como essa
concentração é maior do que a máxima concentração de íons que pode
permanecer em solução ocorrerá precipitação de quase todo o sulfato de chumbo
II produzido.