盐类水解解题技巧
化学盐类水解解题技巧
化学盐类水解解题技巧化学盐类水解的解题技巧可以归纳为以下几点：1. 理解水解原理：盐类水解是可逆反应，遵循化学平衡移动原理。
影响水解平衡的因素有温度、浓度等。
一般而言，弱酸根离子或弱碱阳离子水解程度越大，对应的盐溶液碱性或酸性越强。
2. 分析离子性质：根据盐类水解规律，通常弱酸阴离子和弱碱阳离子容易水解。
如碳酸钠水解显碱性，硫酸氢钠水解显酸性。
3. 观察溶液酸碱性：对于确定的盐，其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。
如果强酸弱碱盐，如硫酸铜溶液，由于铜离子水解显酸性;如果是弱酸强碱盐，如醋酸钠溶液，由于醋酸根离子水解显碱性。
4. 注意浓度对水解的影响：对于弱酸弱碱盐，如果浓度越小，水解程度越大，溶液碱性或酸性越强。
5. 运用平衡移动原理：对于多元弱酸盐的水解，通常以分步表示，以第一步水解为主。
多元弱碱的水解则是分步进行的，每一步都有相应的平衡常数。
6. 掌握水解反应离子方程式的书写：水解反应通常用可逆号“⇌”表示，不会产生沉淀和气体，因此不会使用符号“↓”和“↑”。
多元弱酸阴离子分步水解，每一步都要写上“⇌”。
多元弱碱阳离子也是分步水解。
7. 学会判断溶液中的平衡：盐类水解的过程通常很复杂，可能同时存在多种平衡。
例如，多元弱酸阴离子在水溶液中通常会分步水解，每一步都有相应的平衡常数。
多元弱碱阳离子也是类似的情况。
8. 正确书写离子方程式：在书写离子方程式时，需要注意哪些离子可以水解，哪些离子不能水解。
只有能水解的离子才需要写出水解反应的方程式。
9. 注意电荷守恒：在书写离子方程式时，需要注意电荷守恒。
即阴离子所带的负电荷总数应该等于阳离子所带的正电荷总数。
10. 总结规律：通过学习和实践，可以逐渐总结出化学盐类水解的规律和特点。
这些规律和特点可以帮助我们更好地理解和解决相关问题。
希望这些技巧可以帮助你更好地理解和解决化学盐类水解的相关问题。
高中化学盐类水解精讲解析及练习
水解 中和高中化学盐类的水解考点精讲1．复习重点1．盐类的水解原理及其应用2．溶液中微粒间的相互关系及守恒原理2．难点聚焦（一） 盐的水解实质H 2O H ++OH —n当盐AB 能电离出弱酸阴离子（B n —）或弱碱阳离子（A n+），即可与水电离出的H +或OH—结合成电解质分子，从而促进水进一步电离. 与中和反应的关系：盐+水 酸+碱（两者至少有一为弱） 由此可知，盐的水解为中和反应的逆反应，但一般认为中和反应程度大，大多认为是完全以应，但盐类的水解程度小得多，故为万逆反应，真正发生水解的离子仅占极小比例。
（二）水解规律简述为：有弱才水解，无弱不水解 越弱越水解，弱弱都水解 谁强显谁性，等强显中性具体为：1．正盐溶液①强酸弱碱盐呈酸性 ②强碱弱酸盐呈碱性 ③强酸强碱盐呈中性④弱酸碱盐不一定如 NH 4CN CH 3CO 2NH 4 NH 4F碱性 中性 酸性取决于弱酸弱碱 相对强弱2．酸式盐①若只有电离而无水解，则呈酸性（如NaHSO 4）②若既有电离又有水解，取决于两者相对大小电离程度＞水解程度，呈酸性电离程度＜水解程度，呈碱性强碱弱酸式盐的电离和水解.a) 以H m A n —表示弱酸酸式盐阴离子的电离和水解平衡.H m+1A(n m A n —1 + H 2(n+1)—+ H +抑制水解抑制电离增大[OH—] 促进电离促进水离 [H+]增大仅能存在于一定pH值范围如H3PO4及其三种阴离子随溶液pH变化可相互转化：pH值增大H3PO4 H2PO4— HPO42— PO43—pH减小③常见酸式盐溶液的酸碱性碱性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4、NaHS. 酸性：NaHSO3、NaH2PO4、NaHSO4（三）影响水解的因素内因：盐的本性.外因：浓度、湿度、溶液碱性的变化（1）温度不变，浓度越小，水解程度越大.（2）浓度不变，湿度越高，水解程度越大.（3）改变溶液的pH值，可抑制或促进水解。
高考化学盐类的水解知识点详解
高考化学盐类的水解知识点详解盐的离子跟水电离出来的氢离子或氢氧根离子生成弱电解质的反应，称为盐类的水解。
1.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。
2.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。
如Na2S溶液中含有哪些离子，按浓度由大到小的顺序排列：c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H+)或：c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)3.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解如配制FeCl3，SnCl4，Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。
4.制备某些盐时要考虑水解Al2S3，MgS，Mg3N2等物质极易与水作用，它们在溶液中不能稳定存在，所以制取这些物质时，不能用复分解反应的方法在溶液中制取，而只能用干法制备。
5.某些活泼金属与强酸弱碱溶液反应，要考虑水解如Mg，Al，Zn等活泼金属与NH4Cl，CuSO4，AlCl3等溶液反应.3Mg+2AlCl3+6H2O=3MgCl2+2Al(OH)3↓+3H2↑6.判断中和滴定终点时溶液酸碱性，选择指示剂以及当pH=7时酸或碱过量的判断等问题时，应考虑到盐的水解.如CH3COOH与NaOH刚好反应时pH>7，若二者反应后溶液pH=7，则CH3COOH过量。
指示剂选择的总原则是，所选择指示剂的变色范围应该与滴定后所得盐溶液的pH值范围相一致。
即强酸与弱碱互滴时应选择甲基橙;弱酸与强碱互滴时应选择酚酞。
7.制备氢氧化铁胶体时要考虑水解.FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3HCl8.分析盐与盐反应时要考虑水解。
两种盐溶液反应时应分三个步骤分析考虑：(1)能否发生氧化还原反应;(2)能否发生双水解互促反应;(3)以上两反应均不发生，则考虑能否发生复分解反应.9.加热蒸发和浓缩盐溶液时，对最后残留物的判断应考虑盐类的水解(1)加热浓缩不水解的盐溶液时一般得原物质.(2)加热浓缩Na2CO3型的盐溶液一般得原物质.(3)加热浓缩FeCl3型的盐溶液.最后得到FeCl3和Fe(OH)3的混合物，灼烧得Fe2O3。
怎样才能学好盐类的水解
怎样才能学好盐类的水解1．从水的电离平衡移动入手，认识盐的水解实质盐溶于水电离出来的某种离子，使水的电离平衡发生移动，是盐溶液呈现不同酸碱性的原因。
（1）弱碱强酸盐的水解在溶液中，存在的电离和水的电离电离出来的可以跟水电离出来的结合成弱电解质，使下降，水的电离平衡向正向移动，从而造成溶液中的溶液呈现酸性。
水解过程可以表示如下：从水解的实例可以看出，弱碱强酸盐电离出的弱碱阳离子，跟电离出来的结合为弱电解质分子，使水的电离平衡向正方向移动，不断增大，直至建立新的平衡，溶液呈现酸性。
（2）弱酸强碱盐的水解在溶液中的弱酸根阴离子，与电离出来的结合成弱电解质分子，使的电离平衡向正向移动，不断增大，直至建立起新的平衡，溶液呈现碱性。
的水解过程可以表示如下：2．掌握盐的水解规律盐的水解是由盐电离出来的弱离子的性质决定的，学习时要掌握各种不同盐类的水解规律。
（1）弱碱强酸盐可溶性的弱碱强酸盐，如、、等能发生水解反应，水解后溶液呈现酸性。
（2）弱酸强碱盐可溶性的弱酸强碱盐，如、、、等能发生水解反应，水解后溶液呈现碱性。
（3）弱酸弱碱盐可溶性的弱酸弱碱盐，如、、等很容易发生水解反应，水解后溶液的酸碱性取决于该盐水解生成的弱酸、弱碱的相对强弱。
（4）强酸强碱盐各种强酸强碱盐均不能发生水解反应，溶液仍为中性。
为了便于记忆，可以把盐的水解规律简要概括如下：谁弱谁水解，谁强显谁性；两强不水解，溶液呈中性；两弱易水解，酸碱相对性。
3．正确书写盐类水解的离子方程式盐类水解属于离子反应，可以按照离子方程式的书写规范，写出正确的离子方程式。
例如，硫酸铜水解的离子方程式可按以下三个步骤写出：第一步写出水解的化学方程式第二步把易溶于水的强电解质改写为离子形式第三步消去反应式两边相同的离子（）上述这个盐类水解的离子方程式揭示了水解的实质，是使水的电离平衡破坏，生成弱碱分子和，使溶液呈现酸性，比盐类水解的化学方程式有更大的优越性。
书写盐类水解的离子方程式时，要注意以下三点：（1）要写可逆号“”，不能写等号。
高二化学下册《盐类的水解》知识点整理
高二化学下册《盐类的水解》知识点整理高二化学下册《盐类的水解》知识点整理(一)盐类水解口诀：有弱才水解,越弱越水解,双弱双水解,谁强显谁性(1)有弱才水解要求盐要有弱酸根离子或者弱碱金属离子(包括铵离子)如：Nal中的Na+对应的碱是强碱NaH,则Na+是强碱金属离子,不会水解Nal中的l-对应的酸是强酸Hl ,则l-是强酸根离子,也不会水解所以,Nal在水溶液中不会发生水解又如：H3Na中的H3-对应的是弱酸H3H,则H3-是弱酸根离子,会水解消耗H2电离出的H+,结合成H3H分子使得水中H-多出所以,H3Na的水溶液显碱性(2)越弱越水解盐中的离子对应的酸或碱的酸性越弱或碱性越弱,水解的程度越大如：Na23和Na2S33 -对应的酸是H23;S3 -对应的酸是H2S3由于H23的酸性弱于H2S3则,3 -的水解程度比S3 -的水解程度更大,结合的H+更多所以,Na23的碱性比NaS3的碱性强(3)双弱双水解当盐中的阳离子对应的碱是弱碱并且盐中的阴离子对应的是弱酸时,则盐的这两种离子都会发生水解阳离子水解结合水电离出的H-;阴离子水解结合水电离出的H+,所以双水解发生的程度往往较大如：H3NH4 中的NH4+对应的碱是弱碱NH3*H2 ;H3-对应的酸是弱酸H3H则NH4+和H3-都会发生水解,NH4+结合H-形成NH3*H2;H3-结合H+形成H3H,相互促进,水解程度较大(4)谁强显谁性主要是针对双水解的盐,即弱酸弱碱盐,由于盐中的阴离子水解结合H+,阳离子水解结合H-要判断盐溶液的酸碱性,则要比较阴离子的水解成度和阳离子的水解程度的大小如：(NH4)3 ,由于NH3的碱性比H23的酸性强(实际上比较的是两者的电离度,中学不做要求,只需记忆),则NH4+的水解程度比3 -的水解程度弱,使得水溶液中消耗的H+更多,有H-多出所以,(NH4)23 溶液显碱性又如：H3NH4,由于NH3的碱性和H3H的酸性相当,则NH4+的水解度和H3-的程度差不多,使得水溶液中的H+和H-也差不多所以H3NH4溶液显中性再如：(NH4)2S3,由于NH3的碱性比H2S3的酸性弱,则NH4+的水解度比S3 -的水解度大,使得水溶液中消耗的H-更多,有H+多出所以,(NH4)2S3溶液显酸性(二)根据盐类的不同,可分为：强酸强碱盐(不水解);强酸弱碱盐;Q###弱酸盐;弱酸弱碱盐(1)强酸弱碱盐如：NH4l的水解离子方程式：NH4+ + H2 =可逆= NH3*H2 + H+强酸弱碱盐的水溶液一定显酸性(2)强碱弱酸盐如：H3Na的水解离子方程式：H3- + H2 =可逆= H3H + H-Q###弱酸盐的水溶液一定显碱性(3)弱酸弱碱盐如：H3NH4的水H3- + NH4+ + H2 =可逆= H3H + NH3*H2H3NH4水溶液显中性如：NH4F的水NH4+ + F- + H2 =可逆= NH3*H2 + HFNH4F的水溶液显酸性如：NH4l的水解离子方程式;NH4+ l- + H2 =可逆= NH3*H2 + HlNH4l的水溶液显碱性弱酸弱碱盐的酸碱性和阴离子与阳离子有关(三)多元弱酸或多元弱碱形成的盐的水解多元弱酸或多元弱碱形成的盐的水解是分步进行的,一般第一步进行的程度最大,第二步甚至更多步的水解程度就很弱了如：Na23的水第一步程度很大：3 - + H2 =可逆= H3- + H-第二步程度很小：H3- + H2 =可逆= H23 + H-【注意】：大部分的盐的水解都不能进行彻底,所以一般盐的水解都要是可逆符号水解度较大的盐有Al2S3可认为几乎双水解彻底【以上都是一种盐中的离子水解】【第二种情况】：另外,还有2种盐中,分别有弱酸根离子和弱碱根离子,也会互相促进,发生双水解如：NaH3和AlI3两种盐,如果把它们的溶液相混合,则会发生双水解,水解离子方程式如下：3H3- + Al + == Al(H)3↓ + 32↑注意：Al +和H3-双水解较彻底,可以用“==”而不用“可逆符号”另外,所有的水解过程中一定有水参加,但是由于该水解反应,生成物中有水,可以和反应物中的水刚好相互抵消,但方程式中没有水出现并不表明没有水参加(1)常见的弱酸根离子：S3 - ;HS3-;3 -;H3-;P4 -;HP4 -;l-;S -;HS-;H3-;SN-;F-;Al2-;6H(苯酚根);N2-(亚硝酸根)常见弱酸的酸性排序：H2S3 > H3P4> HF >HH>6H-H>H3H>H23>H2S 亚硫酸磷酸氢氟酸甲酸苯甲酸醋酸碳酸氢硫酸> Hl>6H-H>HAl2次氯酸苯酚偏铝酸(2)常见的弱碱离子：NH4+;u +;Fe +;Fe +;Al +其中碱性排序：Fe(H)2 > Fe(H)3 > u(H)2 > NH3*H2 > Al(H)3。
化学盐的水解与电离解题技巧
化学盐的水解与电离解题技巧一、理解水解和电离的基本概念水解是指盐电离出的弱酸阴离子或弱碱阳离子与水电离产生的氢离子或氢氧根离子结合，生成弱电解质的反应。
电离则是电解质在水溶液中离解出自由移动离子的过程。
理解这两个基本概念是解决相关问题的关键。
二、掌握影响盐的水解和电离的因素影响盐的水解的因素有盐的类型、温度、浓度等，其中盐的类型是最主要的因素。
一般来说，强酸弱碱盐或强碱弱酸盐容易发生水解。
温度和浓度也会影响水解的程度。
影响盐的电离的因素则主要是温度和浓度。
三、学会判断盐溶液的酸碱性根据盐的类型和溶液的浓度，可以大致判断盐溶液的酸碱性。
一般来说，强酸强碱盐的溶液呈中性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性，弱酸强碱盐的溶液呈碱性。
对于复杂体系，可以通过加入指示剂等方法判断酸碱性。
四、掌握盐的水解反应机理盐的水解反应机理是理解水解过程的重要环节。
以醋酸钠为例，醋酸钠电离出的醋酸根离子会与水电离出的氢离子结合，生成弱电解质醋酸，从而促使水的电离平衡向右移动，使溶液呈碱性。
五、熟悉盐的电离平衡及其移动规律盐的电离平衡是理解电离过程的基础。
以硫酸为例，硫酸在水中会电离出氢离子和硫酸根离子，达到平衡状态时，氢离子和硫酸根离子的浓度不再发生变化。
如果改变温度、浓度等条件，平衡就会发生移动。
六、掌握影响盐的电离平衡的因素影响盐的电离平衡的因素有温度、浓度等。
一般来说，升高温度会使电离平衡向电离方向移动，降低温度则会使电离平衡向结合方向移动。
增加浓度也会使平衡向电离方向移动，降低浓度则会使平衡向结合方向移动。
七、学会运用平衡移动原理分析问题平衡移动原理是解决盐的水解与电离问题的关键。
当一个可逆反应达到平衡状态时，如果改变影响平衡的条件之一（如温度、浓度、压强等），平衡就会被打破，向着能够减弱这种改变的方向移动。
在解题过程中，要善于运用平衡移动原理分析问题，从而找到解决问题的方法。
八、熟悉酸碱中和滴定的操作和原理酸碱中和滴定是一种常用的测定溶液酸碱度的方法。
关于盐类水解问题的分析与解题策略
关于盐类水解问题的分析与解题策略通过近几年高考题和模拟题分析可知，对盐类水解的考查主要是在应用方面，从2007年至2014年高考命题中一直考查盐类水解相关应用，现就关于盐类水解的命题来分析其题型特点以及变化趋势，笔者通过研究近几年来高考题目发现：水的电离、溶液的酸碱性和盐类水解这部分知识，以及对这部分知识的综合运用，是学生学习的重点，当然也是难点，同时也是每年高考的热点，从近几年广东高考题中分析，不难发现盐类水解相关应用一定是每年高考必考的内容，并且在高考中的题型都是选择题形式考查，盐类水解的题目考查的重点一般情况下都是通过使用物料守恒关系、电荷守恒关系、质子守恒关系来对离子浓度的大小进行比较，当然同时也会考查弱电解质的电离和溶液酸碱性等。
一、电荷守恒关系因为电解质溶液在整体上显电中性，所以电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，也就是说溶液中正电荷的物质的量浓度之和等于负电荷的物质的量浓度之和，但一定要注意电荷守恒不一定是阴阳离子数守恒。
在应用电荷守恒写等式时，一定要弄清电解质溶液中所存在的所有离子的种类，不能忽视水的电离。
例如在Na2CO3溶液中阳离子有Na+、H+，阴离子有HCO3-、CO32-、OH-。
根据电荷守恒可推出：c（Na+）+c（H+）=2c（CO32-）+c（HCO3-）+c（OH-）如在H2S 溶液中c（H+）=c（HS-）+c（OH-）+2c（S2-）在Na2S 溶液中c（H+）+c（Na+）=2c（S2-）+c（HS-）+c（OH-）在NaHS 溶液中c（H+）+c（Na+）=c（OH-）+c（HS-）+2c（S2-）列此类等式时要注意：（1）必须准确判断溶液中有哪些阴阳离子；（2）必须弄清楚电荷浓度和离子浓度的关系。
例如：等体积等浓度的MOH 强碱溶液和HA 弱酸溶液混合后，混合液中有关离子的浓度应该满足的关系是（）A．c（M+）＜c（A-）＜c（H+）＜c（OH-）B．c（M+）＞c（A-）＞c（H+）＞c（OH-）C．c（M+）＞c（A-）＞c（OH-）＞c（H+）D．c（M+）+c（H+）=c（OH-）+c（A-）解析：因体积和浓度均相同，所以恰好生成强碱弱酸盐（MA），弱酸根离子（A-）水解后显碱性，故 C 正确，又由于溶液不显电性，故根据电荷守恒得出 D 也正确。
盐类水解常见题型的解决技巧
考点二 ： 溶液中 ｐ Ｈ大小 的比较
我们 根 据 Ｐ Ｈ 的定义可知 ，
０１ １ ８－０ ２
【 例４ 】 向三份０ ． １ ｍ ｏ ｌ ／ Ｌ Ｃ Ｈ Ｃ Ｏ Ｏ Ｎ ａ
溶液 中分 别加 人少 量 ＮＨ Ｃ １ ， Ｎ ａ Ｓ Ｏ ，
Ｎ ａ ： Ｃ Ｏ ，固体 （ 忽 略溶 液体 积变 化 ） ， 则
溶液 中 Ｐ Ｈ的变化依次为 （ ） Ａ． 减小、 增 大、 减小
电离 平 衡 。
规律。
中理科 生来说 既 熟悉又陌生 ， 因为该知识
【 例３ 】 正盐 Ｎ ａ Ｘ， Ｎ ａ Ｙ ， Ｎ ａ Ｚ等 三
种 溶 液物质 的量浓 度 相 同 ， 其溶液 ｐ Ｈ
值分别为 ７ ， ８ ， ９ ， 则 Ｎ ａ Ｘ， Ｎ ａ Ｙ， Ｎ ａ Ｚ的
酸 性 强 弱 的顺 序 是 。
等 知识 ， 这 些 知识 是学 习过 程 中的易混 点。 其实不管是什 么知 识点 ， 学生在高中 三年 中都要 扎 扎实 实地 打好 基 础 ， 对 同
类 型 的题 目进 行举 一反 三 地 练 习。只有
ＮＨ Ｃ１ 后， 提供 ＮＨ 水解显酸 ｝ 生， 使得
溶液 Ｐ Ｈ 减小； 因为 Ｎａ ： Ｓ Ｏ 属于 强 酸 强 碱盐。 溶 于水后 呈 中性 ， 不影 响溶 液 的 ｐ Ｈ
盐类水解常见题型的解决技巧
口钦 州市第四中学 卢红青
【 摘
要】 盐类水解这一知识点对高
盐， 那 么 由于 弱酸 根 或弱 碱 阳离子 能结 合水 电离 出的 Ｈ 或 Ｏ Ｈ ， 使 水 的 电离
关于高考中盐类水解问题的分析与解题对策
理论创新2011-112.独诵让学生进行个体表演，可展示学生的才华，体现学生全身心投入、调动文化积累、生活经验、思想素养的二度创作的成果。
3.男声齐诵、女声齐诵、男女声轮流诵、男女声合诵、独诵与合诵的结合根据作品的特点，灵活地对诵读方式加以运用，可起到如同交响乐般的奇妙效果。
4.诵读比赛激发学生的诵读激情，补充课堂教学的阅读数量，拓宽视野。
古诗文的教学，其根本目的在于培养学生的审美情趣、提高他们的鉴赏能力和语文素养，虽然它也是工具性的，但在古诗文的教学过程中，教师应当坚持其审美的、人文的方向，引导学生进入美的浩瀚境界，这样，“满堂灌”的古诗文教学模式何愁不改，学生厌学古诗文的情况也必将一去不返了。
融入文言语境，与古人作心灵的交流，感知古文的节奏美、音韵美和意蕴美，我们必须运用“读”这一武器去攻古诗文这一堡垒，打开这扇语言门，只有这样我们才能体味它带给我们的美的感受。
参考文献：［1］叶圣陶.阅读的秘密在哪里.［2］张必锟.关于文言诵读的几点考虑.［3］朱光潜.散文的声音节奏.［4］钟家荣.对高中文言文教学的几点思考.（作者单位辽宁省大连市第三十六中学）...................................................盐类水解重在应用，现结合高考命题中关于盐类水解的命题，来分析其题型特点以及变化趋势，研究近年来高考题目发现，化学平衡、水的电离、溶液的酸碱性和盐类水解这部分知识，以及对这部分知识的综合运用，是学生学习的难点，也是每年高考的热点，盐类水解平衡几乎是每年必考的内容，高考中的题型以选择题为主，有时也以填空题、简答题形式考查，盐类水解的题目考查的重点一般都是通过使用物料守恒关系、电荷守恒关系、质子守恒关系来对离子浓度的大小进行比较。
一、电荷守恒关系因为电解质溶液在整体上显电中性，所以电解质溶液中阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数，也就是说溶液中正电荷的物质的量浓度之和等于负电荷的物质的量浓度之和，但一定要注意电荷守恒不一定是阴阳离子数守恒。
高考化学盐类的水解的解题指导(基础)
高考总复习《盐类的水解》的解题指导【考纲要求】1．巩固理解盐类水解的主干知识。
2．认识盐类水解在生产、生活中的应用，理解盐溶液蒸干后所得产物的判断。
3．根据平衡理论知识处理盐类水解的相关问题。
【要点梳理】盐类水解的应用1．根据水解规律判断溶液的酸碱性如NH4Cl溶液显酸性，CH3COONa溶液显碱性等。
2．判断盐溶液中离子的种类及浓度的大小如Na2CO3溶液中存在的微粒有：Na+、CO32―、HCO3―、H2CO3、OH―、H+、H2O，且c (Na+)＞2c (CO32―)，c (OH―)＞c (H+)。
3．配制易水解盐溶液时，要注意抑制水解如配制FeCl3、AlCl3溶液时滴加几滴稀盐酸，配制Na2CO3溶液时滴加几滴NaOH溶液。
配制FeCl2溶液时除滴加几滴稀盐酸抑制Fe2+水解外，还需加铁屑防止Fe2+被氧化。
4．实验室贮存试剂时，要考虑盐的水解如Na2CO3、NaHCO3溶液显碱性，而不能用带玻璃塞的试剂瓶贮存。
FeCl2Fe2O3Fe(NO3)3Fe2O3AlCl3Al2O3NaAlO2NaAlO2KAl(SO4)2KAl(SO4)2Fe2(SO4)3Fe2(SO4)3Na2CO3Na2CO3NaHCO3Na2CO3Na2SO3Na2SO4Na2SO4Na2SO4要点诠释：盐溶液蒸干时所得产物的判断方法（1）盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干后一般得对应的弱碱，如AlCl3溶液蒸干后得Al(OH)3。
因为AlCl3溶液中Al3+水解吸热：AlCl 3+3H2O Al(OH)3(胶体)+3HCl，加热蒸干HCl挥发，水解平衡右移，得到固体Al(OH)3，再灼烧后Al(OH)3受热分解变成Al2O3。
NaHCO3溶液低温蒸干后可得NaHCO3固体，再灼烧NaHCO3固体后分解变成Na2CO3。
注意：“蒸干”与“蒸干灼烧”的区别，如AlCl3溶液蒸干得Al(OH)3，若为“蒸干灼烧”得Al2O3。
盐类水解的1点用及高考化学题详解
外对市爱戴阳光实验学校1、利用水解制备体将饱和氯化铁溶液滴入沸水中，直到溶液变成红褐色为止，就形成了氢氧化铁体。
有关的化学方程式：FeCl3 +3H2O Fe(OH)3〔体〕+3HCl 。
注意1：根据平衡移动原理，增大反物浓度，平衡向正反方向移动，制备氢氧化铁体时必须用氯化铁的饱和溶液。
注意2：盐类水解是吸热反，根据平衡移动原理，升高温度平衡向吸热反〔正反〕方向移动，促进了氯化铁水解生成氢氧化铁体。
注意3：根据平衡移动原理，减少生成物浓度，平衡向正反方向移动，由于加热促进生成物盐酸的挥发，促进了氯化铁水解生成氢氧化铁体。
注意4：液体出现红褐色时必须及时停止加热，否那么由于盐酸的过度挥发，平衡进一步向正反方向移动，氯化铁溶液转变成了氢氧化铁固体，得不到体〔量变产生了质变〕。
2、利用水解配制溶液配制氯化铁溶液的方法：将氯化铁固体溶解在浓盐酸中，然后再稀释成相的浓度使用。
说明：氯化铁水解出现氢氧化铁体，为了防止氢氧化铁体的出现，参加盐酸抑制其水解，利用原理：勒沙特列原理，增大生成物浓度，化学平衡向逆反方向移动，增加盐酸的浓度，有效防止了氢氧化铁体的产生。
3、利用水解实现弱碱的盐酸盐向弱碱的转化〔1〕加热蒸干氯化镁溶液得到氢氧化镁固体。
〔2〕加热蒸干氯化铝溶液得到氢氧化铝固体。
〔3〕加热蒸干氯化铁溶液得到氢氧化铁固体。
〔4〕加热蒸干氯化铜溶液得到氢氧化铜固体。
4、由于双水解的缘故，制备Al2S3不能用复分解反制备涉及的化学反原理：3S2- +2Al3+ +6H2O=3H2S↑+2Al(OH)3↓Al2S3的制备方法：只能由单质铝与单质硫化合。
5、利用水解判断正盐溶液的酸碱性〔1〕强酸强碱盐溶液不水解呈中性，如氯化钠溶液。
〔2〕强酸弱碱盐溶液水解呈酸性，如氯化铵溶液。
〔3〕弱酸强碱盐溶液水解呈碱性，如醋酸钠溶液。
〔4〕弱酸弱碱盐溶液水解谁强显谁性。
①以醋酸铵溶液〔中性〕为参照，氢氟酸酸性比醋酸强，氟化铵溶液呈酸性。
高三化学晚读解题技巧【盐类的水解平衡】
高三化学晚读解题技巧【盐类的水解平衡】1-盐类水解的实质是*盐电离的某种离子与水电离的H*或OIT结合成弱电解质*打破了水的电离平窗，促使水的电离平衡向正方向移动，量后，［in与［6T］发生相对的变化，使溶液分别显酸性或碱性.如果赴的离子不能与水电离的H*或0H■结合成弱电解;S，则这种盐就不能发生水解.（1）盐的水解反应都是微弱的，其过程是可逆的、绝大多数是吸热的。
（2）盐的水解是促进水的电离的。
在常温下*某濬液中由水'电离的阿或［OHpixi（yf ol/L时，该溶液是能水解的盐的溶液.①在水解显酸性的'盐落裁中，闫］〔溶液）叫药（HQ〉：②在水解显礪性的溶液中，［W］■（溶液）=［曲I伽0人<3）水解反应的离子方程式的书写①水解反匯是可逆的"要甬可逆符号表示.②水解是橄弱的，水解生成的难溶物、易挥发的物质，不要标沉淀或气体符号.③水解是酸根离子结合才的过程.可以看作酸电离的逆过程。
多元弱酸的电离是分步进行的，多元弱BS根离子的水解也艇分步进行的.其水鮮的离子方程式也要分步写出.例如，N鲨C0$水解的离子方程式为；CO? 4- HaO^F^HCCh + Off （一级水解）HCOf + H2O^=^H3CO J + OH-（二级水解）（4）多元弱酸弱Mt根离子的水解的程度是逐级减小的。
在Na2CO3 IS液中，各种离子浓度由大到小的关系屋：［NmcWp（OH1 AfHCOjPfH4］・同温同玻度的NajCCh和NaHCCh濬液比较・Na3CO,瘪液的碱性比NaHCOj # 液的破性强*（5）盐的水解与组成盐的酸和橄的强弱有关。
盐水解后溶液的酸碱性要由水解生成的酸和減的相对强弱来决定*若酸的电离平衡常数大于碱的电离平衡常数，溶衆显酸性：若碱的电离平衡常数大于酸的电离平衡常数，溶液显械性:若酸的电离平衡常数等于碱的电离平衡常数, 溶液显中性.CH3COONH4溶蔽显中性，常温下pH=7-<6）常见的能发生双水解的离子有：①A广与S*\ HS\ C0>*\ HC&\ SOA C10\ Alft\ SiOs?":②F』与CO?、HCO,\ C10\ SiGH AlQtt③NH（与SA Si（V\ A1Q、C10\盐Sf和硝酸笹挥发性的弱碱盐（如’ AlCd FtCh、Al（NOi）3. Fe（NO必、CuCi3 等，不能用蒸干溶液的方法得到.2.影响盐的水解的因素（1）影响盐的水解平衡的内因是盐的组成组成盐的酸越弱，其弱酸根离子就越容易水解，含有这种弱酸根离子的盐的水溶液碱性就検强，溶液的pH就越大；组成盐的碱越弱，其弱碱根离子就越容易水解，含有这种弱碱根离子的盐的水洛液酸性就越强，溶液的pH就越小。
2024年新高考版化学专题十三盐类的水解和沉淀溶解平衡讲解部分
弱酸阴离子和弱碱阳离子会相互促进水解,若水解产物均为容易脱离反
应体系的溶解度较小的物质(如溶解度不大的气体或沉淀),则其相互促进
水解的程度非常大,水解反应认为完全进行,应用“ ”“↑”“↓”
表示,如Al3++3HCO3
Al(OH)3↓+3CO2↑;若水解产物中有溶解度较大
的物质(无法脱离反应体系),虽水解反应能相互促进,但水解程度还是较
2)不同盐溶液中同一离子浓度的比较,要看溶液中其他离子对它的影
响。如相同浓度的NH4Cl(a)、CH3COONH4(b)、NH4HSO4(c)三种溶液中
c(N
H
4
)由大到小的顺序是c>a>b。
3)混合液中各离子浓度的比较,要综合分析水解因素和电离因素。如相
同浓度的NH4Cl和氨水混合液中,因NH3·H2O的电离程度>NH
3)酸式盐溶液酸碱性的判断 ①强酸的酸式盐只电离,不水解,其溶液一定显酸性,如NaHSO4。 ②弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于酸式酸根离子的电离程度和水解 程度的相对大小。 a.若电离程度大于水解程度,则溶液显酸性。如NaHSO3、NaH2PO4。 b.若电离程度小于水解程度,则溶液显碱性。如NaHCO3、NaHS、Na2 HPO4。
难溶物,如用硝酸溶解金属硫化物(CuS、HgS等);③生成配合物法,如要溶 解AgCl可加入氨水生成[Ag(NH3)2]+;④盐溶解法,如用NH4Cl溶液溶解Mg (OH)2。 3)沉淀的转化:一般来说,若难溶电解质类型相同,则Ksp较大的沉淀易转化 为Ksp较小的沉淀;若类型不同,沉淀的溶解度差别越大,越容易转化。 注意:一种沉淀可以转化为更难溶的沉淀,这是一般规律,并不意味着溶解 度小的沉淀不能转化为溶解度大的沉淀,沉淀转化的实质是沉淀溶解平 衡的移动。如BaSO4比BaCO3更难溶解,但将BaSO4沉淀加入饱和的Na2
盐类水解解题技巧
盐类的水解二.盐类的水解（一）盐类的水解的分类：盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响促进与否溶液的酸碱性强碱弱酸盐CH3COONa能水解弱酸阴离子引起水解对水的电离平衡有影响促进水的电离溶液呈碱性强酸弱碱盐NH4Cl能水解弱碱阳离子引起水解对水的电离平衡有影响促进水的电离溶液呈酸性强酸强碱盐NaCl不能水解无引起水解的离子对水的电离平衡无影响——溶液呈中性弱酸弱碱盐CH3COONH4能水解全部全部全部水解后溶液的酸碱性由对应的弱酸弱碱的相对强弱决定一.定义在溶液中，强碱弱酸盐，强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐电离出来的离子与水电离出来的H+与OH-生成弱电解质的过程叫做盐类水解越弱越水解酸性溶液ph越小越水解，碱性溶液ph越大越水解（二）盐类水解的类型类型酸碱性PH举例强酸弱碱盐水解溶液显酸性pH<7NH4Cl、AlCl3、FeCl3、CuSO4等强碱弱酸盐水解溶液显碱性pH>7CH3COONa、Na2CO3、Na2S等强酸强碱盐水解溶液显中性pH=7KCl、NaCl、Na2SO4等弱酸弱碱盐水解水解后溶液的酸碱性由对应的弱酸弱碱的相对强弱决定——CH3COONH4等（三）相关内容 1.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。
2.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。
盐类水解时
是 NH4Cl和HC。l
4、已知某溶液中只存在OH－、H+、NH4+、Cl－四种离子， 某同学推测该溶液中各离子浓度大小顺序可能有如下四种
关系：
A．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(H+)＞c(OH－) B．c(Cl－)＞c(NH4+)＞c(OH－)＞c(H+) C．c(Cl－)＞c(H+)＞c(NH4+)＞c(OH－) D．c(NH4+)＞c(Cl－)＞c(OH－)＞c(H+)
8、含等物质的量NaOH的溶液分别用pH为2和3的 CH3COOH溶液中和，设消耗CH3COOH溶液的体积依次 为，则两者的关系正确的是
A.
Va 10Vb
C. Vb 10Va
B. Va 10Vb D. Vb 10Va
3.某学生的实验报告所列出的下列数据中合理的是 A.用10 mL量筒量取7.13 mL稀盐酸 B.用托盘天平称量25.20 g NaCl固体 C. 用广泛pH试纸测得某溶液的pH值为2.3 D.用25mL滴定管做中和滴定时，用去某浓度的碱溶液
理清电离与水解，分清主次很关键
遇到等式想守恒，活用守恒更简便
19、常温下pH＝3的二元弱酸H2R溶液与a L pH＝11的 NaOH溶液混合后，混合液的pH刚好等于7（假设反应前 后体积不变），则对反应后混合液的叙述正确的是 A. c(R2－)+ c(OH－)＝c(Na＋)+c(H＋) B．c(R2－)＞c(Na＋)＞c(H＋)＝c(OH－) C. 2c(R2－)+ c(HR－)＝c(Na＋) D. 混合后溶液的体积为2a L
第三节、盐类的水解
习题课
盐类的水解详解配典型题
探究盐溶液的酸碱性
盐溶液 NaCl Na2C O3 溶液 pH 酸碱性 中 碱 盐类型 强酸强 强碱弱
碱盐 酸盐
NaH CO3
NH4Cl Na2SO CH3CO (NH4)2S 4 ONa O4
碱
酸
中
强酸强 碱盐
碱
强碱弱 酸盐
酸
强酸弱 碱盐
强碱弱 强酸弱 碱盐 酸盐
思考： 思考：盐溶液的酸碱性与生成该盐的酸和碱的强 弱有什么关系？ 弱有什么关系？ 强碱弱酸所生成的盐的水溶液呈 强碱弱酸所生成的盐的水溶液呈 强碱弱酸 碱性 。
一、盐类的水解 1、概念 在溶液中盐电离出来的离子跟水 在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来 结合生成弱电解质 导致水的电离平 弱电解质,导致 的H+ 或OH- 结合生成弱电解质 导致水的电离平 衡发生了移动, 使得c(H+)≠c(OH-),从而使这类盐 衡发生了移动 使得 从而使这类盐 溶液呈现酸性或碱性.盐和水的这种作用称之为 溶液呈现酸性或碱性 盐和水的这种作用称之为 盐类的水解” “盐类的水解”.
2、混合溶液 、 （1）考虑离子间的反应。 ）考虑离子间的反应。 （2）酸碱混合要考虑彼此间的相对量。 ）酸碱混合要考虑彼此间的相对量。 （3）等物质的量混合要考虑电离与水解的相 ） 对大小。 对大小。 大多数盐与对应的弱酸（或弱碱） 大多数盐与对应的弱酸（或弱碱）等摩尔混合 弱电解质的电离为主， 例外。 弱电解质的电离为主，但HCN、HClO例外。 、 例外 （4）不同溶液中同一离子的比较。 ）不同溶液中同一离子的比较。 溶液中c(S2-)的大小 例如 Na2S、H2S溶液中 、 溶液中 的大小
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盐类的水解二.盐类的水解（一）盐类的水解的分类：盐类实例能否水解引起水解的离子对水的电离平衡的影响促进与否溶液的酸碱性强碱弱酸盐CH3COONa能水解弱酸阴离子引起水解对水的电离平衡有影响促进水的电离溶液呈碱性强酸弱碱盐NH4Cl能水解弱碱阳离子引起水解对水的电离平衡有影响促进水的电离溶液呈酸性强酸强碱盐NaCl不能水解无引起水解的离子对水的电离平衡无影响——溶液呈中性弱酸弱碱盐CH3COONH4能水解全部全部全部水解后溶液的酸碱性由对应的弱酸弱碱的相对强弱决定一.定义在溶液中，强碱弱酸盐，强酸弱碱盐或弱酸弱碱盐电离出来的离子与水电离出来的H+与OH-生成弱电解质的过程叫做盐类水解越弱越水解酸性溶液ph越小越水解，碱性溶液ph越大越水解2.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“↓”“↑” （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；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: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，如继续蒸则最终产物是Fe2O3 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——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，都弱都水解，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,如NaHSO4） 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十、酸式盐电离时生成的阳离子（易失电子）除金属离子【或NH4+（有金属离子性质）】外还有氢离子，阴离子（易得电子）为酸根离子的盐。
1、强酸强碱酸式盐只电离不水解的酸式盐，显强酸性。
如：NaHSO4 2、弱酸强碱酸式盐既电离又水解的酸式盐，酸碱性视其电离和水解的相对强度而定。
（1）电离>水解如NaH2PO4,NaHSO4,显酸性。
（2）电离<水解如NaHCO3,NaHS，显碱性。
3、酸式盐的考察：比较溶液离子浓度，比较溶液酸碱性等问题。
1.盐类水解实质盐电离出来的弱酸根或弱碱的阳离子跟水电离出来的微粒H+或OH-生成弱酸或弱碱，从而促进水的电离。
2.利用用纯碱溶液清洗油污时，加热可以增强其去污能力。
在配置易水解的盐溶液时，如氯化铁溶液为了抑制水解可加入少量的盐酸，以防止溶液浑浊。
有些盐水解可生成难溶于水的氢氧化物成胶体且无毒，可用作净水剂，如铝盐铁盐,明矾（硫酸铝钾）。
盐类水解方程式的书写规律（1）盐类水解的程度一般远小于其逆过程——中和反应，所以水解反应用可逆符号表示，生成的产物少，生成物一般不标“↓”或“↑”，也不将生成物如H2CO3、NH3·H2O等写成其分解产物的形式。
（2）盐类水解的离子反应遵循电荷原则，所以阳离子水解，H+多余，溶液呈酸性，阴离子水解，OH－多余，溶液呈碱性。
如NH4Cl溶液中：c（NH4+）+c（H+）=c（Cl—）+c（OH—）如Na2CO3溶液中：c（Na+）+c（H+）=2c （CO32—）+c（HCO3—）+c（OH—）（3）多元弱酸相应的盐水解与多元弱酸的电离一样是分步进行的，每一步水解分别用一个水解离子方程式表示，不能连等，不能合并，每一步的水解程度也与分步电离一样，呈现大幅下降的趋势，如Na3PO4的水解依次为：PO43－+ H2O HPO42－+ OH－HPO42－+ H2O H2PO4－+ OH－H2PO4－+ H2O H3PO4+ OH－（4）多元碱的盐也是分步水解的，由于中间过程复杂，可写成一步，如：Al3++3H2O〓Al（OH）3 + 3H+ （5）多元弱酸的酸式盐，其酸式根离子在水溶液中既有电离产生H+的可能，又有水解产生OH－的可能，溶液的酸碱性由电离和水解的相对强弱来决定，即当电离趋势大于水解趋势时，溶液呈酸性，应该用电离方程式来表示酸性的产生（如NaH2PO4、NaHSO3等），当电离趋势小于水解趋势时，溶液呈碱性，应该用相应的水解方程式来表示碱性的产生（如Na2HPO4、NaHCO3、NaHS 等）。
盐类的水解的例题例 1.下列离子反应方程式中，不属于水解反应的是 A.NH4++H2O=可逆号=NH3·H2O+H+ B.NH3·H2O=可逆号=NH4++OH- C.HCO3-+H2O=可逆号=H3O++CO32- D.AlO2-+2H2O=可逆号=Al(OH)3+OH- 分析与解答：B、C答案：B、C 例2.若室温时，0.1mol/L的盐NaX溶液的pH=9。
则该溶液中起水解的X-占全部的X-的 A.0.01% B.0.09% C.1.0% D.无法确定分析与解答：NaX的水解反应为：X- + H2O=可逆号=HX+OH-，起水解反应c(X-)=c(OH—)=1×10-5mol/L，水解率为=0.01% 答案：A 例3.25℃时，相同物质的量浓度下列溶液中，水的电离程度由大到小排列顺序正确的是（）①KNO3②NaOH③CH3COO NH4④NH4Cl A.①>②>③>④ B.④>③>①>② C.③>④>②>① D.③>④>①>②分析与解答：①KNO3为强酸强碱盐，在水溶液中电离出的K和NO对水的电离平衡无影响②NaOH为强碱在水溶液中电离出的OH对水的电离起抑制作用，使水的电离程度减小③CH3COONH4为弱酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH和CH3COO均可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O和CH3COOH，并能相互促进，使水解程度加大从而使水的电离程度加大。
④NH4Cl为强酸弱碱盐，在水溶液中电离出的NH可以发生水解生成弱电解质NH3·H2O，促进水的电离，但在相同浓度下其水解程度要小于CH3COONH4，该溶液中水的电离程度小于CH3COONH4中的水的电离程度。