1.定義：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的h+或oh-生成弱電解質的過程叫做鹽類的水解。
2.條件：鹽必須溶於水，鹽必須能電離出弱酸根離子或弱鹼陽離子。
3.實質：弱電解質的生成，破壞了水的電離，促進水的電離平衡發生移動的過程。
4.規律：難溶不水解，有弱才水解，無弱不水解；誰弱誰水解，越弱越水解，都弱都水解；誰強顯誰性，同強顯中性，弱弱具體定；越弱越水解，越熱越水解，越稀越水解。
（即鹽的構成**現弱鹼陽離子或弱酸根陰離子，該鹽就會水解；這些離子對應的鹼或酸越弱，水解程度越大，溶液的ph變化越大；水解後溶液的酸鹼性由構成該鹽離子對應的酸和鹼相對強弱決定，酸強顯酸性，鹼強顯鹼性。）
5.特點：
(1)水解反應和中和反應處於動態平衡，水解進行程度很小。
(2)水解反應為吸熱反應。
(3)鹽類溶解於水，以電離為主，水解為輔。
(4)多元弱酸根離子分步水解，以第一步為主。
6.鹽類水解的離子反應方程式
因為鹽類的水解是微弱且可逆的，在書寫其水解離子反應方程式時應注意以下幾點：
（1）應用可逆符號表示，
（2）一般生成物中不出現沉澱和氣體，因此在書寫水解離子方程式時不標「↓」「↑」
（3）多元弱酸根的水解分步進行且步步難，以第一步水解為主。
7.水解平衡的因素
影響水解平衡進行程度最主要因素是鹽本身的性質。
①組成鹽的酸根對應的酸越弱，水解程度越大，鹼性就越強，ph越大；
②組成鹽的陽離子對應的鹼越弱，水解程度越大，酸性越強，ph越小；
外界條件對平衡移動也有影響，移動方向應符合勒夏特列原理，下面以nh4+水解為例：
①.溫度：水解反應為吸熱反應，公升溫平衡右移，水解程度增大。
②.濃度：改變平衡體系中每一種物質的濃度，都可使平衡移動。鹽的濃度越小，水解程度越大。
③.溶液的酸鹼度：加入酸或鹼能促進或抑制鹽類的水解。例如：水解呈酸性的鹽溶液，若加入鹼，就會中和溶液中的h+，使平衡向水解的方向移動而促進水解；若加入酸，則抑制水解。
同種水解相互抑制，不同水解相互促進。（酸式水解——水解生成h+；鹼式水解——水解生成oh-）
編輯本段鹽類的水解例項
（一）.以nh4+ + h2o=可逆號=nh3·h2o + h+ 為例:
（二）以ch3coo- + h2o=可逆號=ch3cooh + oh- 為例：
編輯本段水解過程中的守恆問題
（以nahco3水解為例，hco3-既水解又電離）
nahco3溶液中存在na+，h+，oh-，hco3-，co32-，h2co3
①.電荷守恆——溶液中所有陽離子帶的正電荷等於所有陰離子帶的負電荷（即溶液呈電中性）
c(na+)+c(h+)===c(oh-)+2c(co32-)+c(hco3-)
②.物料守恆（原子守恆）——溶液中某些離子能水解或電離，這些粒子中某些原子總數不變，某些原子數目之比不變
n(na):n(c)==1:1 所以 c(na+)===c(hco3-)+c(co32-)+c(h2co3)
③.水的電離守恆（質子守恆）（也可以由上述兩式相減得到，最好由上述兩式相減得到）
c(h+)+c(h2co3)===c(oh-)+c(co32-)
如純鹼溶液中c(h+)水=c(oh-)水
c(h+)水=c(hco3-)+2c(h2co3)+c(h+)
所以c(oh-)水=c(hco3-)+2c(h2co3)+c(h+)
編輯本段雙水解反應
雙水解反應——一種鹽的陽離子水解顯酸性，一種鹽的陰離子水解顯鹼性，當兩種鹽溶液混合時，由於h+和oh-結合生成水而相互促進水解，使水解程度變大甚至完全進行的反應。
①.完全雙水解反應
離子方程式用==表示，標明↑↓，離子間不能大量共存
種類：al3+與co32- hco3- s2-，hs-,亞硫酸氫根，偏鋁酸根
fe3+與co32- hco3-
2al3++3s2-+6h2o===al(oh)3↓+3h2s↑
②.不完全雙水解反應
離子方程式用可逆符號，不標明↑↓，離子間可以大量共存
種類：nh4+與co32- hco3- s2-，hs-,ch3coo-等弱酸根陰離子
③.並非水解能夠相互促進的鹽都能發生雙水解反應
有的是發生復分解反應——na2s+cuso4===na2so4+cus↓
ps：離子間不能大量共存的條件——生成沉澱、氣體、水、微溶物、弱電解質；發生氧化還原、完全雙水解反應
（多元弱酸的酸式酸根離子不能與h+或oh-離子共存；在酸性條件下，no3-和mno4-具有強氧化性）
編輯本段鹽溶液蒸乾後
①.鹽水解生成揮發性酸，蒸乾後得到其氫氧化物，如fecl3蒸乾後得到fe(oh)3
鹽水解生成難揮發性酸或強鹼，蒸乾後得到原溶質，如na2so4
②.陰陽離子均易水解的鹽，蒸乾後得不到任何物質，如（nh4）2s
③.易被氧化的物質，蒸乾後得到其氧化產物，如na2so3溶液蒸乾後得到na2so4
④.受熱易分解的物質，蒸乾後得到其分解產物，如mg(hco3)2蒸乾後得到mg(oh)2
編輯本段鹽類水解的應用
①.配製fecl3溶液——將fecl3先溶於鹽酸，再加水稀釋
②.製備fe(oh)3膠體——向沸水中滴加fecl3溶液，並加熱至沸騰以促進fe3+水解
fe3++3h2o=加熱=fe(oh)3（膠體）+3h+
③.泡沫滅火器——al3++3hco3-===al(oh)3↓+3co2↑
④.純鹼作洗滌劑——加熱促進其水解，鹼性增加，去汙能力增強
編輯本段鹽類水解內容補充
①.電離大於水解（溶液呈酸性）的離子——亞硫酸氫根，磷酸二氫根，草酸氫根hc2o4-。
其餘多元弱酸的酸式酸根離子均是水解大於電離（溶液呈鹼性）
水解大於電離，硫氫根、碳酸氫根;
②.ph 酸《酸式水解的鹽鹼》鹼式水解的鹽
③.酸根離子相應的酸越弱，其強鹼弱酸鹽的鹼性越強
如酸性 al(oh)3nahco3 （碳酸根對應的酸為hco3-）
九、鹽類水解的規律
有弱就水解，
無弱不水解。
越弱越水解，
都弱雙水解。
誰強顯誰性，
同強顯中性。
（多元弱酸水解，以第一步電離為主。）
1.強酸和弱鹼生成的鹽水解，溶液呈酸性。
2.強鹼和弱酸生成的鹽水解，溶液呈鹼性。
3.強酸強鹼不水解，溶液呈通常中性（不一定）
4.弱酸弱鹼鹽強烈水解（強烈是相對的）。
5.強酸酸式鹽，取決於酸式根離子的電離程度和水解程度的相對大小（與電離以及水解平衡常數有關）
編輯本段影響鹽類水解程度大小的因素
1．內因：即鹽中弱離子與水電離出的h+或oh-結合生成的弱電解質越難電離（電離常數越小），對水的電離平衡的促進作用就越大，鹽的水解程度就越大。
例2：已知乙酸（ha）的酸性比甲酸（hb）弱，在物質的量濃度均為0.1mol/l的naa和nab混合溶液中，下列排序正確的是____
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+)
解析根據「越弱越水解」的原則，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）溫度：公升溫，促進水解
水解反應是中和反應的逆反應，所以水解反應為吸熱反應。
（2）濃度：
加水，促進水解；但對於水解顯酸性的鹽，酸性下降；對於水解顯鹼性的鹽，鹼性下降。
加鹽，水解平衡向正向移動，但鹽的水解程度下降，對於水解顯酸性的鹽，溶液的酸性增強，對於水解顯鹼性的鹽，溶液的鹼性增強。
（3）酸、鹼
對於水解顯酸性的鹽，加酸會抑制水解，加鹼會促進水解；
對於水解顯鹼性的鹽，加鹼會抑制水解，加酸會促進水解；
（4）鹽
水解顯酸性的鹽溶液與水解顯鹼性的鹽溶液混合，兩種鹽水解互促水解。
均顯酸（鹼）性的鹽溶液混合，兩種鹽水解一般互相抑制。
例3：比較下列溶液的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，但酸性減弱；
（2）由於co32-水解產生hco3-,hco3-水解產生h2co3分子，酸性h2co3>hco3-，所以co32-的水解程度大於hco3-；
鹽類水解講義
鹽的水解 1 鹽的分類 按組成分 正鹽 酸式鹽和鹼式鹽。按生成鹽的酸和鹼的強弱分 強酸強鹼鹽 如na2so4 nacl 弱酸弱鹼鹽 如nh4hco3 強酸弱鹼鹽 如nh4cl 強鹼弱酸鹽 如ch3coona 按溶解性分 易溶性鹽 如na2co3 微溶性鹽 如caso4 和難溶性鹽 如baso4 2 ...
《鹽類水解》教學反思
鹽類水解 這個知識點既是高考的重點，又是高考的難點，本節教材涉及的知識面較寬 綜合性較強，是前面已學過的離子反應 電解質的電離 水的電離平衡和水的離子積以及平衡移動原理等知識的綜合應用，因此，本節的教學與前面的教學有密切的聯絡，學生對前面所學知識的理解程度將直接影響本節的學習。在後面的教材編排中，有...
鹽類水解問題拓展
鹽類水解 問題拓展 評價單 設計人 梁洪濤審核人 梁洪濤序號 03 班級 組名姓名時間 2013.9.24 一 選擇題 1 對滴有酚酞試液的下列溶液，操作後顏色變深的是 a 明礬溶液加熱 b ch3coona溶液加熱 c 氨水中加入少量nh4cl固體 d 小蘇打溶液中加入少量nacl固體 2 為了配...