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。
基本介绍
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（适用于
正盐），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。
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）由于盐类的水解程度通常很小，因此在书写水解离子方程式时不标“↓”“↑”，但是如果存在
双水解的情况，通常需要标注“↓”“↑”，且可逆符号要换成等于号。
（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。
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-）
水解实例
（以 可逆 为例）
强碱弱酸盐的水解平衡
（以 可逆 为例）
（以 水解为例， 既水解又电离）
溶液中存在 ， ， ， ， ，
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）
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
所以
③.
水的电离守恒（
质子守恒）（可以由上述两式相减得到，不建议直接列）
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+)
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
与
范例：
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
氧化还原反应——2
FeCl3+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）
蒸干产物
盐溶液蒸干后得到的物质
①.水解生成
挥发性酸的盐溶液，蒸干后得到盐相应的
氢氧化物，如FeCl3溶液蒸干后得到
Fe(OH)3,故蒸干时应通入
HCl。（只有HCl会挥发）
水解生成难挥发性酸或强碱的
盐溶液，蒸干后得到原溶质，如Na2SO4溶液。
②.阴阳离子均易水解的盐，蒸干后得不到任何物质，如（
NH4）2S溶液。
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固体。
④.受热易分解的物质，蒸干后得到其分解产物，如
NaHCO3溶液蒸干后得到
Na2CO3固体。( Mg(HCO3)2先变成
MgCO3再变成了
Mg(OH)2是后者
溶解度更小的缘由。
⑤.酸根阴离子易水解的强酸盐，如
K2CO3溶液蒸干后可得原物质
水解原理应用
以
醋酸钠溶液为例，
钠离子不水解，浓度最高，
醋酸根微弱水解，浓度第二，水电离出的
氢离子氢氧根一样多，但由于醋酸根与氢离子结合，导致
氢离子浓度最低。C(Na+)>C(CH3COO-)>C(OH-)>C(H+)
工业、农业、生产生活、社会实践中的应用
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
⑤.解释生活和生产中的一些化学现象，如
明矾净水[
KAl(SO4)2·12H2O]，化肥使用等
⑥加热某盐溶液时，要考虑
盐类的水解，如浓缩
氯化铁 氯化铝溶液得到
氢氧化物，灼烧的
金属氧化物盐的水解常数
我们用HA表示酸，MOH表示碱，MA表示由它们生成的盐。若MA为强碱弱酸盐，则其水解的离子方程式为：
A- + H2O=可逆=HA + OH-
上述反应的平衡常数可表示为：
Kh = c(HA)· c(OH-)/ c(A-)
Kh称为盐的水解常数。
当水解达到平衡时，溶液中还存在以下关系：
c(HA) = c(H+)·c(A-)/Ka
将以上关系式代入Kh的表达式，得到强碱弱酸盐的水解常数与弱酸电离常数的关系式：
Kh=c(H+)·c(OH-)/Ka=Kw/Ka
同理，可推出强酸弱碱盐的水解常数与弱碱电离常数的关系式：
Kh=Kw/Ka
上述两个关系式表明，弱酸或弱碱的电离常数越小（酸性或碱性越弱），其所生成的盐的水解程度越大
内容补充
水解电离与酸碱性
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-。
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）
②.pH 酸<酸式水解的盐 碱>碱式水解的盐
如酸性 Al(OH)3
NaAlO2>NaHCO3 （碳酸根对应的酸为HCO3-）有弱就水解，口诀
无弱不水解。
越弱越水解，
谁强显谁性，
同强显中性。
3.强酸强碱不水解，溶液通常呈中性（不一定）
5.
水解程度与水解生成的
弱电解质有关，（产物）越弱越水解。
6.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（与电离以及水解
平衡常数有关）
影响因素
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0.1
mol/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
外因
（1）温度：升温，促进水解
（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：比较下列溶液的pH(填“>”、“<”、“=”）
(1)0.1mol/L
NH4Cl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-；