1、定义
在水溶液中，盐电离产生的弱酸根或弱碱阳离子与水电离出来的H 或OH-结合生成弱电解质的反应。
要点：
1）、弱酸根或弱碱阳离子必须来自盐。
2）、结合的H 或OH-必须来自水。
2、实质
水解反应破坏了水的电离平衡，促进了水的电离，使溶液显示不同程度的酸、碱性。
3、特点
1）、水解反应通常很微弱，存在水解平衡。
2）、水解反应是吸热反应。
4、规律
谁弱谁水解，越弱越水解，谁强显谁性，同强显中性。
5、盐类水解反应离子方程式的书写
盐类水解程度一般很小，水解产物量很少，通常不生成沉淀或气体，书写水解方程式时，一般不用"↑"或"↓"。盐类水解是可逆反应，除发生强烈相互促进的水解反应外，一般水解方程式中不写"="号，而写" ⇌"号。
二、盐类水解的影响因素1、内因——盐本身的性质
（1）弱碱的碱性越弱，其阳离子的水解程度就越大，对应盐溶液的酸性越强。
（2）弱酸的酸性越弱，其阴离子的水解程度就越大，对应盐溶液的碱性越强。
2、外因
1）、浓度：
a、增大盐溶液的浓度，水解平衡正向移动，水解程度减小，但水解产生的离子浓度增大；
b、增大c（H ），促进强碱弱酸盐的水解，抑制强酸弱碱盐的水解；
c、增大c（OH-），促进强酸弱碱盐的水解，抑制强碱弱酸盐的水解。
2）、温度：
因水解反应均为吸热反应。所以，升高温度，水解平衡正向移动，水解程度增大。
3）、加水稀释，水解平衡正向移动，水解程度增大，但水解产生的离子浓度减小。
三、盐类水解的规律1、组成盐的弱碱阳离子（Mx ）水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸根阴离子（Ay-）水解使溶液显碱性。
Mx xH2O ⇌ M(OH)x xH
Ay- H2O ⇌ HA(y-1)- 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、多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多，如同浓度时，CO32-比HCO3- 的水解程度大。
4、不同盐溶液中同种离子的水解程度:相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的盐。
如NH4 的水解程度：(NH4)2CO3 > (NH4)2SO4 > (NH4)2Fe(SO4)2。
5、相互促进水解：弱酸根离子与弱碱阳离子在溶液中的水解反应相互促进并进行到底，一般会有沉淀、气体生成。几种常见的离子发生相互促进水解：
Al3 与HCO3–、CO32–、HS-、S2-、ClO-、AlO2-； Fe3 与HCO3–、CO32–、ClO-、AlO2-；
四、盐类水解的应用1、盐类水解在化学实验中的应用
2、盐类水解在工农业生产和日常生活中的应用
1、离子浓度大小比较规律
单一溶质离子浓度大小比较几条规律：
1、若溶质是AB型的，不水解的离子浓度>水解的离子浓度。
2、一般，溶质的离子浓度>溶剂的离子浓度
3、对于可逆反应，左边的离子浓度>右边的离子浓度
4、若为分步水解，第一步水解生成的离子浓度>>第二步水解生成的离子浓度
5、对于弱酸的酸式根，既能电离，又能水解；需分类讨论其程度大小
6、一般，水解程度>水的电离程度。
（1）考虑水解因素：如Na2CO3溶液
CO32- H2O ⇌ HCO3- OH-（主要）
HCO3- H2O ⇌ H2CO3 OH-（次要）
H2O ⇌H OH-
所以c（Na ）>c（CO32-）>c（OH-）>c（HCO3-）>c（H ）。
（2）不同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。如相同物质的量浓度的a、NH4Cl溶液、b、CH3COONH4溶液、c、NH4HSO4溶液，三种溶液中b中CH3COO-的水解对NH4 的水解有促进作用，c中H 对NH4 的水解有抑制作用，则三种溶液中c（NH4 ）由大到小的顺序是c>a>b。
（3）混合溶液中各离子浓度的比较要综合分析水解因素、电离因素。如相同物质的量浓度的NH4Cl和NH3·H2O的混合溶液中，因NH4 的水解程度小于NH3·H2O的电离程度，所以离子浓度顺序为c（NH4 ）>c（Cl-）>c（OH-）>c（H ）。
（4）浓度相同时，弱酸根阴离子或弱碱阳离子的水解程度越大，平衡浓度越小。如等浓度的NaHCO3溶液和CH3COONa溶液，由于HCO3-的水解程度大于CH3COO-的，故c（HCO3-）<c（CH3COO-）。
2、酸式盐水溶液酸碱性的判断
（1）强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性。如NaHSO4溶液： NaHSO4 = Na H SO42-。
（2）弱酸的酸式强碱盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。
例NaHCO3溶液中：
HCO3- ⇌H CO32-（次要），HCO3- H2O ⇌H2CO3 OH-（主要），c（OH-）> c（H ），溶液呈碱性。NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦显碱性。
②若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。
例如，NaHSO3溶液中：HSO3- ⇌ H SO32-（主要），HSO3- H2O ⇌H2SO3 OH-（次要），c（H ）>c（OH-），溶液显酸性。NaH2PO4溶液亦显酸性。
3、电解质溶液中的三种定量关系
（1）电荷守恒（溶液守恒）
溶液中阳离子所带的正电荷总浓度等于阴离子所带的负电荷总浓度。
如小苏打溶液中c（Na ） c（H ）=c（HCO3-） 2c（CO32-） c（OH-）。
Na2HPO4溶液中c（Na ） c（H ）=c（H2PO4-） 2c（HPO42-） 3c（PO43-） c（OH-）。
注意： 1 mol CO32-带有2 mol 负电荷，所以它的电荷浓度应等于2c（CO32-）；同理PO43-的电荷浓度等于3c（PO43-）。
口诀：阴阳离子分两侧，所带电荷做系数。
（2）物料守恒（溶质守恒）
在电解质溶液中，粒子的种类可能发生变化，但变化前后元素的原子个数守恒。
如0.1 mol·L-1 Na2CO3溶液中：
c（Na ）=2c（CO32-）未变化 = 2[c（CO32-） c（HCO3-） c（H2CO3）]=0.2 mol·L-1。
（3）质子守恒（溶剂守恒）
在电解质溶液中，由于电离、水解等的发生，往往存在质子（H ）的得失，但得到的质子数等于失去的质子数。
如NaHCO3溶液中:
c（H2CO3） c（H ）=c（CO32-） c（OH-）
质子守恒关系比较抽象，可以由电荷守恒和物料守恒两种关系导出。
质子守恒 = 电荷守恒 ± 物料守恒
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