在溶液中，強堿弱酸鹽，強酸弱堿鹽或弱酸弱堿鹽電離出來的離子與水電離出來的H+與OH-生成弱電解質的過程叫做鹽類水解。
鹽類的水解
（壹）鹽類的水解的分類： 鹽類 實例 能否水解 引起水解的離子 對水的電離平衡的影響 促進與否 溶液的酸堿性 強堿弱酸鹽 CH3COONa 能水解 弱酸陰離子引起水解 對水的電離平衡有影響 促進水的電離 溶液呈堿性 強酸弱堿鹽 NH4Cl 能水解 弱堿陽離子引起水解 對水的電離平衡有影響 促進水的電離 溶液呈酸性 強酸強堿鹽 NaCl 不能水解 無引起水解的離子 對水的電離平衡無影響 —— 溶液呈中性 弱酸弱堿鹽 CH3COONH4 能水解 全部 全部 全部 水解後溶液的酸堿性由對應的弱酸弱堿的相對強弱決定 （二）鹽類水解的類型 類型 酸堿性 PH 舉例 強酸弱堿鹽水解 溶液顯酸性 pH<7 NH4Cl、AlCl3、FeCl3、CuSO4等 強堿弱酸鹽水解 溶液顯堿性 pH>7 CH3COONa、Na2CO3、Na2S等 強酸強堿鹽水解 溶液顯中性 pH=7 KCl、NaCl、Na2SO4等 弱酸弱堿鹽水解 水解後溶液的酸堿性由對應的弱酸弱堿的相對強弱決定 —— CH3COONH4、NH4CN、(NH4)2SO3等 （三）相關內容
⒈實質：在溶液中，由於鹽電離出的離子與水電離出的離子結合生成弱電解質，從而破壞了水的電離平衡，使水的電離平衡向電離的方向移動，顯示出不同濃度的酸性、堿性或中性。
⒉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；越熱越水解，越稀越水解。
（即鹽的構成中出現弱堿陽離子或弱酸根陰離子，該鹽就會水解；這些離子對應的堿或酸越弱，水解程度越大，溶液的pH變化越大；水解後溶液的酸堿性由構成該鹽離子對應的酸和堿相對強弱決定，酸強顯酸性，堿強顯堿性。）
3.特點：
⑴水解反應和中和反應處於動態平衡，水解進行程度很小。
⑵水解反應為吸熱反應。
⑶鹽類溶解於水，以電離為主，水解為輔。
⑷多元弱酸根離子分步水解，以第壹步為主。
4.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註意以下幾點：
⑴應用可逆符號表示，
⑵壹般生成物中不出現沈澱和氣體，因此在書寫水解離子方程式時不標“↓”“↑”
⑶多元弱酸根的水解分步進行且步步難，以第壹步水解為主。
5.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，堿性就越強，PH越大；
②組成鹽的陽離子對應的堿越弱，水解程度越大，酸性越強，PH越小；
6.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，升溫平衡右移，水解程度增大。
②.濃度：改變平衡體系中每壹種物質的濃度，都可使平衡移動。鹽的濃度越小，水解程度越大。
③.溶液的酸堿度：加入酸或堿能促進或抑制鹽類的水解。例如：水解呈酸性的鹽溶液，若加入堿，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。
酸堿類水解相互抑制，鹽類水解相互促進。（酸式水解——水解生成H+；堿式水解——水解生成OH-） （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.電荷守恒——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.物料守恒（原子守恒）——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.水的電離守恒（質子守恒）（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-) 雙水解反應——壹種鹽的陽離子水解顯酸性，壹種鹽的陰離子水解顯堿性，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***存
種類：Al3+與CO32- HCO3- S2-，HS-，HSO3-，ALO2-
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***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↓
有的是發生氧化還原反應——2FeCl3+Na2S===2FeCl2+S↓+2NaCl或2FeCl3+3Na2S===2FeS↓+S↓+6NaCl
PS：離子間不能大量***存的條件——生成沈澱、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***存；在酸性條件下，NO3-和MnO4-具有強氧化性） ①.鹽水解生成揮發性酸，蒸幹後得到其氫氧化物，如FeCl3蒸幹後得到Fe(OH)3，如繼續灼燒則最終產物是Fe2O3
鹽水解生成難揮發性酸或強堿，蒸幹後得到原溶質，如Na2SO4
②.陰陽離子均易水解的鹽，蒸幹後得不到任何物質，如（NH4）2S
③.易被氧化的物質，蒸幹後得到其氧化產物，如Na2SO3溶液蒸幹後得到Na2SO4
④.受熱易分解的物質，蒸幹後得到其分解產物，如Mg(HCO3）2蒸幹後得到Mg(OH)2 ①.配制FeCl3溶液——將FeCl3先溶於濃鹽酸，再加水稀釋
②.制備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.純堿作洗滌劑——加熱促進其水解，堿性增加，去汙能力增強 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(
硫酸氫根對應硫酸不計算在內）。
其余多元弱酸的酸式酸根離子均是水解大於電離（溶液呈堿性）
水解大於電離，硫氫根、碳酸氫根；
②.pH： 酸<酸式水解的鹽； 堿>堿式水解的鹽
③.酸根離子相應的酸越弱，其強堿弱酸鹽的堿性越強
如酸性 Al(OH)3<H2CO3 所以 堿性NaAlO2>NaHCO3 （碳酸根對應的酸為HCO3-） 有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，誰強顯誰性。
⒈強酸和弱堿生成的鹽水解，溶液呈酸性。
⒉強堿和弱酸生成的鹽水解，溶液呈堿性。
⒊強酸強堿不水解，溶液呈中性（不壹定，如NaHSO4）
⒋弱酸弱堿鹽強烈水解。
⒌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 酸式鹽定義：電離時生成的陽離子（易失電子）除金屬離子或NH4+（有金屬離子性質）外還有氫離子，陰離子（易得電子）為酸根離子的鹽。
1、強酸強堿酸式鹽
只電離不水解的酸式鹽，顯強酸性。如：NaHSO4
2、弱酸強堿酸式鹽
既電離又水解的酸式鹽，酸堿性視其電離和水解的相對強度而定。
⑴電離>水解
如NaH2PO4,NaHSO3，顯酸性。
⑵電離<水解
如NaHCO3,NaHS，Na2HPO4，顯堿性。
3、酸式鹽的考察：比較溶液離子濃度，比較溶液酸堿性等問題。