高中化学电离、水解精品讲义
弱电解质的电离 盐类的水解 课件 高二上学期化学鲁科版(2019)选择性必修1
Kb=
[MOH]
Ka(HCN)=6.2×10-10 mol·L-1
室温下
Ka(CH3COOH)=1.7×10-5 mol·L-1
Ka (HF)=6.8×10-4 mol·L-1
Kb(NH3·H2O )=1.7×10-5 mol·L-1
电离平衡常数表征了弱电解质的电离能力，由数据
可知，弱电解质的电离程度很小。
实验：用PH试纸测下列溶液的PH值
溶液 PH值 酸碱性 盐的类型
CH3COONa pH>7 碱性 Na2CO3 pH>7 碱性 NaCl pH=7 中性
强碱弱酸盐 强碱弱酸盐 强酸强碱盐
NH4Cl pH<7 酸性 强酸弱碱盐 Al2(SO4)3 pH<7 酸性 强酸弱碱盐
KNO3 pH=7 中性 强酸强碱盐
碱 性 Na2CO3 > NaHCO3 对应的酸 HCO3 - < H2CO3 ∴ 正盐的水解程度 > 酸式盐的水解程度
④弱酸弱碱盐： 水解程度较大 CH3COONH4
（能生成沉淀或气体的双水解可以进行到底）
例：CH3COONH4 + H2O
CH3COOH+NH3·H2O
⑤水解互促：
Ⅰ、若生成气体和沉淀离开体系，则水解彻底，方程 式用等号
Na2CO3 > CH3COONa > NaCl >MgCl2 > AlCl3
变 条件改变时，电离平衡发生移动。
思考: 怎样定量的比较弱电解质的相对强弱？
电离程度相对大小怎么比较？
1.电离平衡常数（K）
---表征弱电解质电离能力的参数
阅读课本P79
对于一元弱酸 HA
H++A-，平衡时
《电离水解平衡》课件
01
电离水解平衡的实 验研究
实验目的与原理
实验目的
通过实验探究电离平衡和水解平 衡的原理，加深对电离水解平衡 的理解。
实验原理
在电离平衡中，弱电解质分子电离成 离子的速率与离子重新结合成弱电解 质分子的速率相等，形成稳定的离子 和分子共存的平衡状态。
影响电离平衡的因素
温度
温度对电离平衡的影响较大，随着温度的升高，电离平衡常数增 大，弱电解质的电离程度也随之增大。
浓度
弱电解质浓度越大，电离程度越小；浓度越小，电离程度越大。
酸碱度
溶液的酸碱度对弱电解质的电离平衡有显著影响，弱酸或弱碱在酸 性或碱性溶液中电离程度增大。
电离平衡的应用
酸碱度调节
利用电离平衡原理调节溶液的酸碱度， 如通过加入酸或碱来调节土壤酸碱度。
药物制备
药物的制备过程中，常涉及弱电解质 的电离平衡，如利用弱电解质的电离
特性制备药物。
化工生产
在化工生产中，常利用电离平衡原理 进行物质的分离和提纯，如利用离子 交换法分离不同离子。
《电离水解平衡》 ppt课件
THE FIRST LESSON OF THE SCHOOL YEAR
目录CONTENTS
• 电离平衡 • 水解平衡 • 电离水解平衡的相互影响 • 电离水解平衡的实验研究
01
电离平衡
电离平衡的定义
电离平衡是指在一定条件下，弱电解 质在水溶液中达到动态平衡的状态， 即正逆反应速率相等，各组分浓度保 持不变。
电离平衡与水解平衡的关系
最新高考二轮专题复习课件：专题8-电离平衡、ph、水解平衡(大纲版)教学讲义ppt
④用冰醋酸和已知浓度的浓盐酸分别配制浓度为0.01 mol·L－1的稀醋 酸和稀盐酸，然后测定溶液的导电性
A．①②③④ B．①③ C．②④ D．只有①
B 【解析】 强、弱电解质的区别在于：弱电解质在溶液中存在电离 平衡，弱电解质本身不能完全电离，而强电解质在溶液中不存在电离平衡， 强电解质本身完全电离。方案①配制得到一定浓度(0.01 mol·L－1)的溶液 后，用pH计测定溶液的pH，如果测定的pH证明溶液中电离得到的H＋浓度等 于酸的浓度，说明电解质完全电离，是强酸，反之是弱酸，该方案可行；方 案②存在的问题，一是难配制指定pH的醋酸溶液，二是如果能配制得到pH为 5的醋酸溶液，在稀释1000倍时，醋酸溶液的pH肯定是小于7而大于5，盐酸 溶液pH接近7，据此难确定盐酸是强酸，醋酸是弱酸，该方案不可行；方案 ③能测定盐溶液的pH，在已知NaOH是一种强电解质的前提下，通过测定醋酸 钠、氯化钠溶液的pH能确定盐酸是强酸，醋酸是弱酸；方案④只能证明醋酸 是比盐酸弱的酸，不能证明醋酸是一种弱酸，盐酸是一种强酸。
例1 查阅资料表明，NaOH是一种强电解质，为证明醋酸是一种弱酸， 盐酸是一种强酸，下列实验方案切实可行的是( )
①用冰醋酸和已知浓度的浓盐酸分别配制浓度为0.01 mol·L－1的稀醋 酸和稀盐酸，用pH计分别测其pH；
②用冰醋酸和已知浓度的浓盐酸分别配制pH为5的稀醋酸和稀盐酸，然 后加水稀释1000倍，再用pH计比较其变化；
2011届高考二轮专题复习课件： 专题8-电离平衡、pH质、强电解质和弱电解质的概 念。
2．理解离子反应的概念。 3．理解电解质的电离平衡概念。 4．了解水的电离、溶液pH等概念。 5．了解强酸强碱中和滴定的原理。 6．理解盐类水解的原理。了解盐溶液的酸碱性。
高中化学知识之弱电解质的电离、盐类的水解解析
弱电解质的电离、盐类的水解知识精讲一. 学习内容弱电解质的电离、盐类的水解二. 学习目的1. 掌握弱电解质的电离平衡的建立过程2. 了解电离平衡常数和电离度3. 理解盐类水解的本质，掌握盐类水解的方程式的书写4. 了解影响盐类水解的因素以及水解平衡的移动，了解盐类水解的利用三.学习教学重点、难点盐类水解的过程四.知识分析（一）、弱电解质的电离平衡1. 电离平衡（1）研究对象：弱电解质（2）电离平衡的建立：CH3COOH CH3COO— + H+（3）定义：在一定条件（如温度、浓度）下，当电解质电离成离子的速率和离子重新结合成分子的速率相等时，电离就达到了平衡状态，这叫做电离平衡。
（4）电离平衡的特点：动：v电离=v结合、定：条件一定时，各组分浓度一定；变：条件改变时，平衡移动2. 电离平衡常数（1）定义：电离常数受温度影响，与溶液浓度无关，温度一定，电离常数一定。
根据同一温度下电离常数的大小可判断弱电解质电离能力的相对强弱。
（2）表达式：CH3COOH CH3COO— + H+Ka = [CH3COO—][H+]/ [CH3COOH]注：弱酸的电离常数越大，[H+]越大，酸性越强；反之，酸性越弱。
H3PO4H2PO4— + H+ Ka1 = 7.1 × 10—3mol·L—1H2PO4—HPO42— + H+ Ka2 = 6.2 × 10—8mol·L—1HPO42—PO43— + H+ Ka3 = 4.5× 10—13mol·L—1注：多元弱酸各级电离常数逐级减少，且一般相差很大，故氢离子主要由第一步电离产生弱碱与弱酸具类似规律：NH3·H2O NH4+ + OH—K b=[NH4+][OH—]/[NH3·H2O]室温：K b（NH3·H2O）= 1.7 × 10—5mol·L—13. 电离度α=已电离的溶质分子数/原始溶质分子总数× 100％注：①同温同浓度，不同的电解质的电离度不同②同一弱电解质，在不同浓度的水溶液中，电离度不同；溶液越稀，电离度越大。
2025届高三化学一轮专题复习讲义(13)-专题三第六讲 电离和水解平衡
2025届高三化学一轮专题复习讲义（13）专题三 基本理论3-6 电离和水解平衡（一）（1课时，共2课时）【复习目标】1．了解电离度，学会简单计算，能从定性和定量两个方面理解电离平衡常数。
2．能从图像视角判断强弱电解质在稀释、反应条件下溶液中离子浓度、导电性、电离度、pH变化等方面的异同。
3．了解水的离子积、溶液的酸碱性、pH 等概念。
4．理解盐类水解的概念、条件、本质、特点和规律，认识影响盐类水解的根本因素是内因，理解外因对盐类水解影响的结果。
【重点突破】1．了解中和滴定的原理及实验操作、中和滴定曲线的绘制。
能用数据、图表、符号等描述实验证据并据此进行分析推理形成结论;能对实验方案、实验过程和实验结论进行评价，提出进一步探究的设想。
2．认识盐类的水解平衡在实际生产、生活以及实验中的应用。
【真题再现】例1．（2023·湖南卷）常温下用浓度为0.0200mol·L -1的NaOH 标准溶液滴定浓度均为0.0200mol·L -1的HCl 和CH 3COOH 的混合溶液，滴定过程中溶液的pH 随的变化曲线如图所示。
下列说法错误的是A ．K a(CH 3COOH)约为10-4.76B ．点a ：c (Na +)=c (Cl －) =c (CH 3COO －)+ c (CH 3COOH)C ．点b ：c (CH 3COOH)＜c (CH 3COO －)D ．水的电离程度：a ＜b ＜c ＜d 解析：根据CH 3COOHCH 3COO －+H +，可近似认为a 点c (H +)=c (CH 3COO －)，又a 点pH=3.38，c(H +)=10－3.38 mol·L -1，故K a(CH 3COOH)≈10-3.38×10-3.380.0100＝10-4.76，A 项正确；a 点HCl 恰好被完全中和，由物料守恒可得溶液中c (Na +)=c (Cl －) =c (CH 3COO －)+ c (CH 3COOH)，B 项正确；b 点溶液pH ＜7，即以CH 3COOH 的电离为主，即溶液中c(CH 3COOH)＜c(CH 3COO －)，C 项正确；a 、b 两点溶液呈酸性，水的电离均受到抑制，溶液pH 越小，水的电离受抑制程度越大，c 点酸碱恰好完全中和，CH 3COO －水解促进水的电离，d 点NaOH 过量，又抑制水的电离，故D 项错误。
高中化学32《弱电解质的电离盐类的水解》课件1鲁科版选修
习题
C.常温下，在0.1mol/L的氨水中 ，加入少量NH_{4}Cl晶体，溶液 中$frac{c(OH^{-})}{c(H^{+})}$
的值减小
D.常温下，向饱和的石灰水中加 入少量CaO，恢复至原温度，溶
液中$frac{c(Ca^{2 +})}{c(OH^{-})}$的值不变
习题3：下列有关电解质溶液的 说法正确的是( )
02
在生活中，可以利用盐类的水解 来处理某些问题，例如去除铜锈 、增强土壤酸性等。
03
实验探究
实验目的
01
02
03
04
探究弱电解质在水溶液中的电 离平衡。
了解盐类在水溶液中的水解反 应。
掌握影响弱电解质电离和水解 的因素。
培养实验操作技能和观察分析 能力。
实验原理
弱电解质在水溶液中存在电离平 衡，其电离程度受温度、浓度等
建议2
多做习题练习：通过大量的习题练 习，加深对知识点的理解和记忆， 提高解题能力和思维灵活性。
建议3
归纳总结规律：在学习过程中，要 注意归纳总结知识点之间的联系和 规律，形成完整的知识体系。
THANKS
感谢观看
因素影响。
盐类在水溶液中会发生水解反应 ，生成相应的酸或碱，其水解程 度同样受温度、浓度等因素影响
。
通过实验观察弱电解质和盐类的 电离和水解现象，分析影响其电 离和水解的因素，从而加深对相
关理论知识的理解。
实验步骤
01
02
03
04
准备实验试剂和器材， 包括醋酸、氯化钠、酚 酞指示剂、pH试纸等。
设计实验方案，包括实 验操作步骤、观察指标 和记录表格等。
05
总结与回顾
高中化学课件【水解常数(Kh)与电离常数的关系及应用】
1234
解析 NaOH 电离出的 OH－抑制水的电离，Na2SO3 电离出的 SO23－水解促进水 的电离。
SO23－＋H2O HSO3－＋OH－ Kh＝[HS[OS－3O]23[－O]H－]＝KKaw2＝6.01×0－1104 －8 mol·L－1
1234
2.常温下，向1 L 0.1 mol·L－1 H2A溶液中逐滴加入等 浓度NaOH溶液，所得溶液中含A元素的微粒的物质 的量分数与溶液pH的关系如图，下列说法中正确的 是 A.Na2A 的水解离子方程式为：A2－＋H2O HA－＋OH－，HA－＋H2O H2A
＋OH－
√B.室温下，Na2A水解平衡常数Kh＝10－11 mol·L－1
解析 NaH2PO4的水解常数 Kh＝[H3[PHO2P4]O[O－4 H] －]＝KKaw1＝17..01××1100－－134 mol·L－1≈1.4×10－12 mol·L－1，Ka2＞Kh， 即 H2PO－4 的电离程度大于其水解程度，因而 pH＜7。
1234
(3)常温下，Na2HPO4的水溶液呈_碱___(填“酸”“碱”或“中”)性，用Ka与 Kh的相对大小，说明判断理由：_N_a_2_H_P_O__4的__水__解__常__数__K__h＝__[_H__2[P_HO_P_－ 4O_]_[24O_－_H]_－__] ___ ＝__KK__aw2_＝__16_..0_2×_×_1_10_0－_－_184__m_o_l_·_L_－_1_≈__1_.6_1_×__1_0_－__7_m_o_l_·L__－_1_，__K_h＞ __K__a3_，__即__H__P_O_42_－_的__水__解_ _程__度__大__于__其__电__离__程__度__，__因__而__N_a_2_H_P_O__4溶__液__显__碱__性___。
新高考化学二轮复习讲义：电离常数、水解常数、溶度积常数的应用
[复习目标] 1.理解电离常数、水解常数、溶度积常数的概念及影响因素。
2.掌握电离常数、水解常数、溶度积常数的相关计算。
1．电离常数(K 电离)与电离度(α)的关系(以一元弱酸HA 为例)HAH ＋＋A －起始浓度：c 酸00平衡浓度：c 酸·(1－α)c 酸·αc 酸·αK 电离＝(c 酸·α)2c 酸·(1－α)＝c 酸·α21－α。
若α很小，可认为1－α≈1，则K 电离＝c 酸·α2(或α＝K 电离c 酸)。
2．电离常数与水解常数的关系(1)对于一元弱酸HA ，K a 与K h 的关系HAH ＋＋A －，K a (HA)＝c (H ＋)·c (A －)c (HA )；A －＋H 2OHA ＋OH －，K h (A －)＝c (OH －)·c (HA )c (A －)。
则K a ·K h ＝c (H ＋)·c (OH －)＝K w ，故K h ＝K wK a。
常温时K a ·K h ＝K w ＝1.0×10－14，K h ＝1.0×10－14K a。
(2)对于二元弱酸H 2B ，K a1(H 2B)、K a2(H 2B)与K h (HB －)、K h (B 2－)的关系HB －＋H 2OH 2B ＋OH －，K h (HB －)＝c (OH －)·c (H 2B )c (HB －)＝c (H ＋)·c (OH －)·c (H 2B )c (H ＋)·c (HB －)＝K wK a1。
B 2－＋H 2OHB －＋OH －，K h (B 2－)＝c (OH －)·c (HB －)c (B 2－)＝c (H ＋)·c (OH －)·c (HB －)c (H ＋)·c (B 2－)＝K wK a2。
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一、弱电解质的电离1. 电解质：在水溶液中活熔融状态下能导电的化合物。
2. 非电解质：在水溶液中或熔融状态下不能导电的化合物。
3. 电解质、非电解质、强电解质与弱电解质的比较思考：一种物质的水溶液能导电，原物质一定是电解质吗？分析：不一定！关键要分清发生电离散是否要原物质本身。
有可能溶于水时就发生了化学变化 如（1）Cl 2−−→−溶于水 氯水↓ ↓ 即不是电解质 HCl 、HClO 又不是非电解质 发生电离 （2）CO 2−−→−溶于水碳酸溶液↓ ↓ 非电解质 H 2CO 3电离 （3）Na 2O−−→−溶于水NaOH 溶液↓ ↓ 虽不是本身电离子 NaOH 电离 但可在熔融态电离，故它属强电解质 注意：(1)电解质的强弱与溶解性无关，某些盐如BaSO 4、CaCO 3等，虽难溶于水却是强电解质，因为它们溶于水的部分是完全电离的，尽管很难测出它们的导电性。
某些盐如HgCl 2、Pb(CH 3OO)2等尽管能溶于水，却部分电离，是弱电解质。
(2)电解质的强弱与溶液的导电性没有必然的联系，其导电能力强弱由自由离子的浓度决定，也与离子所带电荷多少有关，很稀的强电解质溶液的导电性很弱，浓度较大的弱电解质溶液导电性可能较强。
因此强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱。
(3)某些离子型氧化物，如Na 2O 、CaO 、Na 2O 2等，它们虽然溶于水后的电离出来的自由离子不是自身的，但在熔化时却可自身完全电离，属于强电解质。
(4)强电解质的电离用“=”，弱电解质的电离用“”表示。
(5)NaHSO 4在水溶液中的电离方程式为：NaHSO 4=Na ++H ++SO 42-，在熔融时的电离方程式为：NaHSO 4=Na ++HSO 4- 4.电离(1)概念：电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动的离子的过程，叫电解质的电离。
电离不需通电，且一般为吸热过程。
(2)电离方程式及其书写用化学式和离子符号来表示电解质的电离过程的式子叫电离方程式。
书写电离方程式的原则和方法如下：强电解质：完全电离，符号用“=”。
如：HCl=H++Cl-CH3COONH4=CH3COO-+NH4+Ba(OH)2=Ba2++2OH-。
所有强酸、强碱和大部分盐是强电解质。
弱电解质：部分电离，符号用“”。
如：CH3COOH CH3COO-+H+NH3·H2O NH4++OH-。
所有的弱酸、弱碱、水和少部分盐是弱电解质。
(3)常见强酸：HCl、HNO3、H2SO4、HBr、HIO3、HClO4等。
常见强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)2等。
常见弱酸：CH3COOH、H2CO3、HClO、H2S、H2SO3、HF、HCN、HNO2等。
常见弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3等。
(4)注意问题：①多元弱酸是分步电离的，必须分步书写电离方程式或只写一步；多元弱碱也分步电离，但可按一步电离写出。
如氢硫酸：H2S H++HS-，HS -H++ S2-。
氢氧化铁：Fe(OH)3Fe3++OH-。
②强酸的酸式盐完全电离，弱酸的酸式盐中酸式根不完全电离。
如NaHSO4：NaHSO4=Na++H++SO42-（水溶液中）。
NaHCO3=Na++HCO3-（同时存在HCO3-H++CO32-）③在熔融状态时NaHSO4=Na++HSO4-（HSO4-中的共价键不断裂）。
④复盐能完全电离，如KAl(SO4)2：KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42-⑤两性强氧化物同时存在酸式电离和碱式电离，如：H++AlO2-+H2O Al(OH)3Al3++3OH-二、弱电解质的电离平衡1.概念弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。
2.特点①逆：可逆反应，所有弱电解质的电离都是可逆的，只是达到平衡的前提条件。
②等：弱电解质分子的电离速率等于离子结成分子的速率，即v电离=v结合。
③动：动态平衡：v闻子化）=v分子化）≠0。
④定：平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变。
⑤变：条件改变，电离平衡被破坏，平衡发生移动，重新达到新的平衡。
3.电离平衡的因素与化学平衡一样，外界条件的改变也会引起移动。
以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：三、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素①自由移动离子浓度的大小。
（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。
②湿度：湿度越高，导电能力越强。
（与金属导电相反）③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
如：醋酸的导电能力可比极稀HCl 溶液强。
CaCO 3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。
思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变） 分析：不一定。
关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。
如：（1）若在H 2SO 4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO 4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。
（2）若在H 2SO 4溶液中加BaCl 2，虽有沉淀BaSO 4生成，但同时生成了HCl ，相当于1molSO 42-被2molCl -替，故导电能力有所增强。
（3）若在HCl 溶液中加AgNO 3，则导电能力几乎不变。
三、水的电离平衡1.实验证明，纯水微弱的导电性，是极弱的电解质：2.25℃1LH 2O 的物质的量n(H 2O)=181000=55.6(mol)共有10-7mol 发生电离H 2O H ++OH -起始(mol) 55.6 0 0 电离(mol) 10-7 10-7 10-7 平衡(mol)55.6-10-7 10-7 10-725℃[H +]·[OH -]= 10-7=10-14=Kw的离子积常数。
2．影响Kw 的因素Kw 与溶液中[H +]、[OH —]无关，与湿度有关。
水的电离为吸热过程，所以当湿度升高时，水的电离程度增大，Kw 也增大。
例如100℃，1LH 2O 有10-6mol 电离，此时水的离子积常数为Kw=10-6·10-6=10-12. 3.影响水的电离平衡因素（1）湿度，升湿度促进水的电离，降温则相反 （2）向纯水中引入H +或OH —，会抑制水的电离 （3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。
酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。
（列表比较如下：）注[H +]水、[OH —]水指水电离出的H +、OH —浓度。
[H +]水、[OH —]指指溶液中的H +、OH -浓度 由上表可得重要规律：（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H +]水≡[OH -]水 （2）酸和碱对水的电离均起抑制作用①只要碱的pH 值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。
②若酸溶液的pH 值与碱溶液的pOH 值相等，则两种溶液中水的电离度相等。
如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的[H +]水=[OH -]水=3141010--=10-11mol/L（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH 和强碱弱酸盐的pOH 值相等时（同一湿度），则促进程度相等。
（4）较浓溶液中水电离出[H +]的大小：①酸溶液中[OH -]等于水电离的[H +] ②碱溶液中[H +]等于水电离的[H +]③强酸弱碱盐溶液中的[H +]等于水电离出[H +] ④强碱弱酸盐溶液中的[OH —]等于水电离出的[H +]如pH=4的NH 4Cl 溶液与pH=10的NaAc 溶液中，（室温）由水电离出的[H +]水=[OH —]水=10141010--=10-4mol/L四、盐类的水解1.盐类水解的实质及规律 (1)盐类水解的定义盐电离出来的一种或多种离子跟水电离出来的H +或OH -生成弱电解质的反应叫盐类的水解。
如：NH 4Cl 水解：NH 4Cl+H 2O NH 3·H 2O +HCl又如CH 3COONa 水解：CH 3COO -+H 2OCH 3COOH +OH - (2)盐类水解的实质盐电离出来的离子与水电离出的H +或OH -结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离，使溶液显示出不同程度的酸性、碱性或中性，从而促进了水的电离。
(3)盐类水解的条件 ①盐必须溶于水中。
②盐中须有弱酸根阴离子或弱碱阳离子（有弱才水解，强酸强碱盐不水解）。
(4)盐类水解的特征①从形式上看，盐类的水解可看做酸碱中和反应的逆反应：盐+水酸+碱②水解反应为吸热反应。
（∆H ＞0）③强酸弱碱盐和强碱弱酸盐的水解反应程度一般较小，因此水解方程式中的生成物一般不写“↓”和“↑”，不写成分解产物的形式，如H 2CO 3不写为CO 2和H 2O 。
(5)盐类水解的规律规律：有弱才水解，无弱不水解，谁弱谁水解，都弱双水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
① 组成盐的弱碱阳离子（M +）能水解显酸性，组成盐的弱酸阴离子（A -）能水解显碱性。
M ++H 2O MOH +H + A -+H 2OHA +OH -②盐对应的酸（或碱）越弱，水解程度越大，溶液碱性（或酸性）越强。
③多元弱酸根，正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多，如CO 32-比HCO 3-的水解程度大，溶液的碱性更强。
④双水解，双水解反应的离子方程式的书写遵循“有氢无水，无氢有水”的规律，如：Al 3++ 3HCO 3- Al(OH)3↓ +3CO 2↑HCO 3-中有氢，虽水解过程中有水参加反应，但水解后又有水生成，且量相等，故离子方程式中无水的分子式。
2Al 3++S 2-+ 6H 2O Al(OH)3↓ +3H 2S ↑ Al 3+、S 2-无氢，故方程式中出现水的化学式。
NH 4+同SiO 32-、AlO 2-要考虑双水解；Al 3+同S 2-、SiO 32-、CO 32-、HCO 3-、ClO -、AlO 2-等要考虑双水解；Fe 3+同SiO 32-、CO 32-、HCO 3-、ClO -、AlO 2-等要考虑双水解。
2.盐类水解离子方程式的书写(1)左边写水解的离子符号和水的化学式，右边写生成的弱电解质的化学式和相应生成的H +（或OH -）。
(2)由于水解较弱，除完全双水解以外，一般都不可能进行完全，所以中间用“”连接，但完全双水解中间用“=”连接。
(3)除完全双水解外，在生成物中一般不标气体符号“↑”和沉淀符号“↓”，但完全双水解要标。
(4)多元弱酸根的正酸根离子的水解是分步进行的，其水解离子方程式要分步写，不能一步完成，其水解程度正酸根离子要远大于酸式酸根离子。