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1.定义：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-生成弱电解质的过程叫做盐类的水解。
2.条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。
3.实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。
4.规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
（即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。）
5.特点：
(1)水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小。
(2)水解反应为吸热反应。
(3)盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
6.盐类水解的离子反应方程式
因为盐类的水解是微弱且可逆的，在书写其水解离子反应方程式时应注意以下几点：
（1）应用可逆符号表示，
（2）一般生成物中不出现沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不标“↓”“↑”
（3）多元弱酸根的水解分步进行且步步难，以第一步水解为主。
7.水解平衡的因素
影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。
①组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度越大，碱性就越强，PH越大；
②组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度越大，酸性越强，PH越小；
外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解为例：
①.温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移，水解程度增大。
②.浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动。盐的浓度越小，水解程度越大。
③.溶液的酸碱度：加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解。例如：水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移动而促进水解；若加入酸，则抑制水解。
同种水解相互抑制，不同水解相互促进。（酸式水解——水解生成H+；碱式水解——水解生成OH-）
三.盐类的水解实例
（一）.以NH4+ + H2O=可逆号=NH3·H2O + H+ 为例:
条件c(NH4+)c(NH3·H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度平衡移动方向加热减少增大增大减少减小增大正向加水减少减少减少增大增大增大正向通入氨气增大增大减少增大增大减少逆向加入少量NH4Cl固体增大增大增大减少减小减少正向通入氯化氢增大减少增大 减少减小减少逆向加入少量NaOH固体减少增大减少增大增大增大正向
（二）以CH3COO- + H2O=可逆号=CH3COOH + OH- 为例：
条件c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程度平衡移动方向
加热减少增大增大减少增大增大正向加水减少减少减少增大减小增大正向加入冰醋酸增大增大减少增大减小减少逆向加入少量醋酸钠固体增大增大增大减少增大减少正向通入氯化氢减少增大减少增大减小增大正向加入少量NaOH固体增大减少增大减少增大减少逆向
四、水解过程中的守恒问题（以NaHCO3水解为例，HCO3-既水解又电离）
NaHCO3溶液中存在Na+，H+，OH-，HCO3-，CO32-，H2CO3
①.电荷守恒——溶液中所有阳离子带的正电荷等于所有阴离子带的负电荷（即溶液呈电中性）
c(Na+)+c(H+)===c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)
②.物料守恒（原子守恒）——溶液中某些离子能水解或电离，这些粒子中某些原子总数不变，某些原子数目之比不变
n(Na):n(C)==1:1 所以 c(Na+)===c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)
③.水的电离守恒（质子守恒）（也可以由上述两式相减得到，最好由上述两式相减得到）
c(H+)+c(H2CO3)===c(OH-)+c(CO32-)
五、双水解反应
双水解反应——一种盐的阳离子水解显酸性，一种盐的阴离子水解显碱性，当两种盐溶液混合时，由于H+和OH-结合生成水而相互促进水解，使水解程度变大甚至完全进行的反应。
①.完全双水解反应
离子方程式用==表示，标明↑↓，离子间不能大量共存
种类：Al3+与CO32- HCO3- S2-，HS-,亚硫酸氢根，偏铝酸根
Fe3+与CO32- HCO3-
2Al3++3S2-+6H2O===Al(OH)3↓+3H2S↑
②.不完全双水解反应
离子方程式用可逆符号，不标明↑↓，离子间可以大量共存
种类：NH4+与CO32- HCO3- S2-，HS-,CH3COO-等弱酸根阴离子
③.并非水解能够相互促进的盐都能发生双水解反应
有的是发生复分解反应——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓
有的是发生氧化还原反应——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaCl
PS：离子间不能大量共存的条件——生成沉淀、气体、水、微溶物、弱电解质；发生氧化还原、完全双水解反应
（多元弱酸的酸式酸根离子不能与H+或OH-离子共存；在酸性条件下，NO3-和MnO4-具有强氧化性）
六、盐溶液蒸干后
①.盐水解生成挥发性酸，蒸干后得到其氢氧化物，如FeCl3蒸干后得到Fe(OH)3
盐水解生成难挥发性酸或强碱，蒸干后得到原溶质，如Na2SO4
②.阴阳离子均易水解的盐，蒸干后得不到任何物质，如（NH4）2S
③.易被氧化的物质，蒸干后得到其氧化产物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4
④.受热易分解的物质，蒸干后得到其分解产物，如Mg(HCO3)2蒸干后得到Mg(OH)2
七、盐类水解的应用
①.配制FeCl3溶液——将FeCl3先溶于盐酸，再加水稀释
②.制备Fe(OH)3胶体——向沸水中滴加FeCl3溶液，并加热至沸腾以促进Fe3+水解
Fe3++3H2O=加热=Fe(OH)3（胶体）+3H+
③.泡沫灭火器——Al3++3HCO3-===Al(OH)3↓+3CO2↑
④.纯碱作洗涤剂——加热促进其水解，碱性增加，去污能力增强
八、盐类水解内容补充
①.电离大于水解（溶液呈酸性）的离子——亚硫酸氢根，磷酸二氢根，草酸氢根HC2O4-
硫酸氢根。
其余多元弱酸的酸式酸根离子均是水解大于电离（溶液呈碱性）
水解大于电离，硫氢根、碳酸氢根;
②.pH 酸<酸式水解的盐 碱>碱式水解的盐
③.酸根离子相应的酸越弱，其强碱弱酸盐的碱性越强
如酸性 Al(OH)3<H2CO3 所以 碱性NaAlO2>NaHCO3 （碳酸根对应的酸为HCO3-）
九、盐类水解的规律
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性。
1.强酸和弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。
2.强碱和弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。
3.强酸强碱不水解，溶液呈中性（不一定）
4.弱酸弱碱盐强烈水解。
5.强酸酸式盐，取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小
二、影响盐类水解程度大小的因素
1．内因：即盐中弱离子与水电离出的H+或OH-结合生成的弱电解质越难电离（电离常数越小），对水的电离平衡的促进作用就越大，盐的水解程度就越大。
例2：已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是____
A．c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H+)
B．c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+)
C．c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+)
D．c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H+)
解析根据“越弱越水解”的原则，NaA的水解比NaB水解程度大，所以溶液中的c(HA)>c(HB)，c(A－)
答案：A
2．外因：
（1）温度：升温，促进水解
水解反应是中和反应的逆反应，所以水解反应为吸热反应。
（2）浓度：
加水，促进水解；但对于水解显酸性的盐，酸性下降；对于水解显碱性的盐，碱性下降。
加盐，水解平衡向正向移动，但盐的水解程度下降，对于水解显酸性的盐，溶液的酸性增强，对于水解显碱性的盐，溶液的碱性增强。
（3）酸、碱
对于水解显酸性的盐，加酸会抑制水解，加碱会促进水解；
对于水解显碱性的盐，加碱会抑制水解，加酸会促进水解；
（4）盐
水解显酸性的盐溶液与对于水解显碱性的盐溶液混合，两种盐水解互促水解均显酸（碱）性的盐溶液混合，两种盐水解一般互相抑制。
例3：比较下列溶液的pH(填“>”、“<”、“=”）
(1)0.1mol/LNH4Cl溶液 0.01mo1/LNH4Cl溶液；
(2)0.1mol/LNa2CO3溶液 0.1mol/LNaHCO3溶液；
(3)25℃、1mol/LFeCl3溶液__80℃、1mol/LFeCl3溶液。
解析（1）NH4Cl溶液越稀，水解程度越大，但酸性减弱；
（2）由于CO32-水解产生HCO3-,HCO3-水解产生H2CO3分子，酸性H2CO3>HCO3-，所以CO32-的水解程度大于HCO3-；
2.条件：盐必须溶于水，盐必须能电离出弱酸根离子或弱碱阳离子。
3.实质：弱电解质的生成，破坏了水的电离，促进水的电离平衡发生移动的过程。
4.规律：难溶不水解，有弱才水解，无弱不水解；谁弱谁水解，越弱越水解，都弱都水解；谁强显谁性，同强显中性，弱弱具体定；越弱越水解，越热越水解，越稀越水解。
（即盐的构成中出现弱碱阳离子或弱酸根阴离子，该盐就会水解；这些离子对应的碱或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH变化越大；水解后溶液的酸碱性由构成该盐离子对应的酸和碱相对强弱决定，酸强显酸性，碱强显碱性。）
5.特点：
(1)水解反应和中和反应处于动态平衡，水解进行程度很小。
(2)水解反应为吸热反应。
(3)盐类溶解于水，以电离为主，水解为辅。
(4)多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主。
6.盐类水解的离子反应方程式
因为盐类的水解是微弱且可逆的，在书写其水解离子反应方程式时应注意以下几点：
（1）应用可逆符号表示，
（2）一般生成物中不出现沉淀和气体，因此在书写水解离子方程式时不标“↓”“↑”
（3）多元弱酸根的水解分步进行且步步难，以第一步水解为主。
7.水解平衡的因素
影响水解平衡进行程度最主要因素是盐本身的性质。
①组成盐的酸根对应的酸越弱，水解程度越大，碱性就越强，PH越大；
②组成盐的阳离子对应的碱越弱，水解程度越大，酸性越强，PH越小；
外界条件对平衡移动也有影响，移动方向应符合勒夏特列原理，下面以NH4+水解为例：
①.温度：水解反应为吸热反应，升温平衡右移，水解程度增大。
②.浓度：改变平衡体系中每一种物质的浓度，都可使平衡移动。盐的浓度越小，水解程度越大。
③.溶液的酸碱度：加入酸或碱能促进或抑制盐类的水解。例如：水解呈酸性的盐溶液，若加入碱，就会中和溶液中的H+，使平衡向水解的方向移动而促进水解；若加入酸，则抑制水解。
同种水解相互抑制，不同水解相互促进。（酸式水解——水解生成H+；碱式水解——水解生成OH-）
三.盐类的水解实例
（一）.以NH4+ + H2O=可逆号=NH3·H2O + H+ 为例:
条件c(NH4+)c(NH3·H2O)c(H+)c(OH-)pH水解程度平衡移动方向加热减少增大增大减少减小增大正向加水减少减少减少增大增大增大正向通入氨气增大增大减少增大增大减少逆向加入少量NH4Cl固体增大增大增大减少减小减少正向通入氯化氢增大减少增大 减少减小减少逆向加入少量NaOH固体减少增大减少增大增大增大正向
（二）以CH3COO- + H2O=可逆号=CH3COOH + OH- 为例：
条件c(CH3COO-)c(CH3COOH)c(OH-)c(H+)pH水解程度平衡移动方向
加热减少增大增大减少增大增大正向加水减少减少减少增大减小增大正向加入冰醋酸增大增大减少增大减小减少逆向加入少量醋酸钠固体增大增大增大减少增大减少正向通入氯化氢减少增大减少增大减小增大正向加入少量NaOH固体增大减少增大减少增大减少逆向
四、水解过程中的守恒问题（以NaHCO3水解为例，HCO3-既水解又电离）
NaHCO3溶液中存在Na+，H+，OH-，HCO3-，CO32-，H2CO3
①.电荷守恒——溶液中所有阳离子带的正电荷等于所有阴离子带的负电荷（即溶液呈电中性）
c(Na+)+c(H+)===c(OH-)+2c(CO32-)+c(HCO3-)
②.物料守恒（原子守恒）——溶液中某些离子能水解或电离，这些粒子中某些原子总数不变，某些原子数目之比不变
n(Na):n(C)==1:1 所以 c(Na+)===c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)
③.水的电离守恒（质子守恒）（也可以由上述两式相减得到，最好由上述两式相减得到）
c(H+)+c(H2CO3)===c(OH-)+c(CO32-)
五、双水解反应
双水解反应——一种盐的阳离子水解显酸性，一种盐的阴离子水解显碱性，当两种盐溶液混合时，由于H+和OH-结合生成水而相互促进水解，使水解程度变大甚至完全进行的反应。
①.完全双水解反应
离子方程式用==表示，标明↑↓，离子间不能大量共存
种类：Al3+与CO32- HCO3- S2-，HS-,亚硫酸氢根，偏铝酸根
Fe3+与CO32- HCO3-
2Al3++3S2-+6H2O===Al(OH)3↓+3H2S↑
②.不完全双水解反应
离子方程式用可逆符号，不标明↑↓，离子间可以大量共存
种类：NH4+与CO32- HCO3- S2-，HS-,CH3COO-等弱酸根阴离子
③.并非水解能够相互促进的盐都能发生双水解反应
有的是发生复分解反应——Na2S+CuSO4===Na2SO4+CuS↓
有的是发生氧化还原反应——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaCl
PS：离子间不能大量共存的条件——生成沉淀、气体、水、微溶物、弱电解质；发生氧化还原、完全双水解反应
（多元弱酸的酸式酸根离子不能与H+或OH-离子共存；在酸性条件下，NO3-和MnO4-具有强氧化性）
六、盐溶液蒸干后
①.盐水解生成挥发性酸，蒸干后得到其氢氧化物，如FeCl3蒸干后得到Fe(OH)3
盐水解生成难挥发性酸或强碱，蒸干后得到原溶质，如Na2SO4
②.阴阳离子均易水解的盐，蒸干后得不到任何物质，如（NH4）2S
③.易被氧化的物质，蒸干后得到其氧化产物，如Na2SO3溶液蒸干后得到Na2SO4
④.受热易分解的物质，蒸干后得到其分解产物，如Mg(HCO3)2蒸干后得到Mg(OH)2
七、盐类水解的应用
①.配制FeCl3溶液——将FeCl3先溶于盐酸，再加水稀释
②.制备Fe(OH)3胶体——向沸水中滴加FeCl3溶液，并加热至沸腾以促进Fe3+水解
Fe3++3H2O=加热=Fe(OH)3（胶体）+3H+
③.泡沫灭火器——Al3++3HCO3-===Al(OH)3↓+3CO2↑
④.纯碱作洗涤剂——加热促进其水解，碱性增加，去污能力增强
八、盐类水解内容补充
①.电离大于水解（溶液呈酸性）的离子——亚硫酸氢根，磷酸二氢根，草酸氢根HC2O4-
硫酸氢根。
其余多元弱酸的酸式酸根离子均是水解大于电离（溶液呈碱性）
水解大于电离，硫氢根、碳酸氢根;
②.pH 酸<酸式水解的盐 碱>碱式水解的盐
③.酸根离子相应的酸越弱，其强碱弱酸盐的碱性越强
如酸性 Al(OH)3<H2CO3 所以 碱性NaAlO2>NaHCO3 （碳酸根对应的酸为HCO3-）
九、盐类水解的规律
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性。
1.强酸和弱碱生成的盐水解，溶液呈酸性。
2.强碱和弱酸生成的盐水解，溶液呈碱性。
3.强酸强碱不水解，溶液呈中性（不一定）
4.弱酸弱碱盐强烈水解。
5.强酸酸式盐，取决于酸式根离子的电离程度和水解程度的相对大小
二、影响盐类水解程度大小的因素
1．内因：即盐中弱离子与水电离出的H+或OH-结合生成的弱电解质越难电离（电离常数越小），对水的电离平衡的促进作用就越大，盐的水解程度就越大。
例2：已知乙酸（HA）的酸性比甲酸（HB）弱，在物质的量浓度均为0.1mol/L的NaA和NaB混合溶液中，下列排序正确的是____
A．c(OH-)>c(HA)>c(HB)>c(H+)
B．c(OH-)>c(A-)>c(B-)>c(H+)
C．c(OH-)>c(B-)>c(A-)>c(H+)
D．c(OH-)>c(HB)>c(HA)>c(H+)
解析根据“越弱越水解”的原则，NaA的水解比NaB水解程度大，所以溶液中的c(HA)>c(HB)，c(A－)
答案：A
2．外因：
（1）温度：升温，促进水解
水解反应是中和反应的逆反应，所以水解反应为吸热反应。
（2）浓度：
加水，促进水解；但对于水解显酸性的盐，酸性下降；对于水解显碱性的盐，碱性下降。
加盐，水解平衡向正向移动，但盐的水解程度下降，对于水解显酸性的盐，溶液的酸性增强，对于水解显碱性的盐，溶液的碱性增强。
（3）酸、碱
对于水解显酸性的盐，加酸会抑制水解，加碱会促进水解；
对于水解显碱性的盐，加碱会抑制水解，加酸会促进水解；
（4）盐
水解显酸性的盐溶液与对于水解显碱性的盐溶液混合，两种盐水解互促水解均显酸（碱）性的盐溶液混合，两种盐水解一般互相抑制。
例3：比较下列溶液的pH(填“>”、“<”、“=”）
(1)0.1mol/LNH4Cl溶液 0.01mo1/LNH4Cl溶液；
(2)0.1mol/LNa2CO3溶液 0.1mol/LNaHCO3溶液；
(3)25℃、1mol/LFeCl3溶液__80℃、1mol/LFeCl3溶液。
解析（1）NH4Cl溶液越稀，水解程度越大，但酸性减弱；
（2）由于CO32-水解产生HCO3-,HCO3-水解产生H2CO3分子，酸性H2CO3>HCO3-，所以CO32-的水解程度大于HCO3-；
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