影響鹽類水解平衡的因素:

主要因素是鹽本身的性質，組成的鹽的酸根對應的酸越弱（或陽離子對應的堿越弱），水解程度就越大，另外還受溫度、濃度及外加酸堿等因素的影響。
(1)溫度：鹽的水解是吸熱反應，因此升高溫度水解程度增大；
(2)濃度：鹽的濃度越小，水解程度越大，但溶液的酸堿性一般越弱；
(3)外加酸堿：外加酸堿能促進或抑制鹽的水解，使鹽的水解程度降低，但由于酸（或堿）的加入，使溶液的酸（堿性）增強。
例如: 外界條件對水解平衡的影響

(4)能水解的陽離子與能水解的陰離子混合，會相互促進水解。常見的含下列離子的兩種鹽混合時，會發(fā)生較徹底的雙水解反應：陽離子：Fe³⁺、Al³⁺；陰離子：CO₃^2-、HCO₃^-、S^2-、HS^-、AlO₂^-、SO₃^2-、HSO₃^-等。
(5)Fe³⁺與S^2-、HS^-、SO₃^2-、HSO₃^-等還原性離子發(fā)生氧化還原反應，而不是發(fā)生雙水解反應。
(6)HCO₃^-與AlO₂^-在溶液中也不能共存，可發(fā)生反應產(chǎn)生白色沉淀，但不是由于雙水解反應，而是：

鹽類水解程度大小比較規(guī)律：

1．鹽水解生成的弱酸(或弱堿)越弱，水解程度越大。常據(jù)此判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱：如等濃度的三種鹽溶液，pH依次增大，則弱酸根離子的水解程度依次增大，所以酸性HX>HY>HZ。
2．相同條件下：正鹽>相應酸式鹽。如水解程度
3．相互促進水解的鹽>單水解的鹽>相互抑制水解的鹽。如水解程度

相關高中化學知識點：水解方程式

水解方程式：

1、定義：表示鹽水解的式子。
2、書寫水解方程式的注意事項：
(1)找出鹽類組成中會發(fā)生水解的離子（弱酸陰離子或弱堿陽離子），直接寫出鹽類水解的離子方程式。
(2)鹽類的水解反應是中和反應的逆反應，中和反應的程度很大，水解反應的程度很小，故寫鹽類的水解反應方程式或離子方程式時，一般不寫“＝”而寫“”。
(3)一般鹽類水解的程度很小，水解產(chǎn)物也少，通常不生成沉淀或氣體，也不發(fā)生分解。在書寫鹽類水解的離子方程式時一般不標“↑”或“↓”，也不把生成物（如NH₃·H₂O、H₂CO₃）寫成其分解產(chǎn)物的形式。
(4)多元弱酸的鹽中弱酸根離子分步水解，第一步比較容易發(fā)生，第二步比第一步難。水解時以第一步為主。多元弱酸的水解反應式應分步書寫，而多元弱堿的水解反應不分步書寫。
(5)某些鹽溶液在混合時，由于一種鹽的陽離子和另一種鹽的陰離子都能發(fā)生水解，水解后溶液的性質相反，它們在一起時就能相互促進對方的水解，使兩種離子的水解趨于完全。稱為雙水解。如：鋁鹽和碳酸鹽混合：
，雙水解反應中如果有復分解反應的條件（沉淀、氣體、水等生成），則反應比較完全。書寫時一般用“＝”，標“↑”或“↓”。

鹽類水解方程式的書寫：

一般來說，鹽類水解的程度不大，應該用可逆號“”表示，鹽類水解一般不會產(chǎn)生沉淀和氣體，所以不用“↑”“↓”符號表示。
1．一元弱酸的強堿鹽和一元弱堿的強酸鹽的水解。

2．多元弱酸的強堿鹽的水解是分步進行的，不能合并，以第一步為主。

3．多元弱堿的強酸鹽的水解。

4．弱酸的銨鹽的水解。

5．完全雙水解的離子間的反應用“==”表示，標明“↑”“↓”符號。如

相關高中化學知識點：鹽類水解判斷溶液酸堿性或比較溶液pH值的大小

鹽類水解原理的應用:

(1)鹽水解的規(guī)律：
①誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，無弱不水解
②多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解
(2)具體分析一下幾種情況：
①強堿弱酸的正鹽：弱酸的陰離子發(fā)生水解，水解顯堿性；如：Na₂CO₃、NaAc等
②強酸弱堿的正鹽：弱堿的陽離子發(fā)生水解，水解顯酸性；如：NH₄Cl、FeCl₃、CuCl₂等；
③強酸強堿的正鹽，不發(fā)生水解；如：Na₂SO₄、NaCl、KNO₃等；
④弱酸弱堿的正鹽：弱酸的陰離子和弱堿的陽離子都發(fā)生水解，溶液的酸堿性取決于弱酸和弱堿的相對強弱，誰強顯誰性；
⑤強酸的酸式鹽只電離不水解，溶液顯酸性，如：NaHSO₄；而弱酸的酸式鹽，既電離又水解，此時必須考慮其電離和水解程度的相對大�。喝綦婋x程度大于水解程度，則溶液顯酸性，如：NaHSO₃、NaH₂PO₄；若水解程度大于電離程度，則溶液顯堿性，如：NaHCO₃、NaHS、Na₂HPO₄等。
(3)幾種鹽溶液pH大小的比較強酸強堿鹽pH=7、強堿弱酸鹽pH>7、強酸弱堿鹽pH<7
根據(jù)其相應的酸的酸性大小來比較，鹽溶液對應的酸的酸性越強，其鹽溶液的pH越小如：HClO酸性小于H₂CO₃，溶液pH NaClO>Na₂CO₃

酸式鹽溶液酸堿性的判斷：

酸式鹽的水溶液顯什么性，要看該鹽的組成微粒。
1．強酸的酸式鹽只電離，不水解，溶液一定顯酸性。如溶液：
2．弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子的電離程度和水解程度的相對大小。
(1)若電離程度小于水解程度，溶液顯堿性。例如溶液中：溶液顯堿性。NaHS溶液、Na2HPO4溶液亦顯堿性
(2)若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。例如溶液中：溶液顯酸性溶液亦顯酸性。

鹽溶液蒸干后所得物質的判斷：

1．考慮鹽是否分解。如加熱蒸干溶液，因分解，所得固體應是
2．考慮氧化還原反應。如加熱蒸干溶液，因易被氧化，所得固體應是
3．鹽水解生成揮發(fā)性酸時，蒸干后一般得到弱堿，如蒸干溶液，得鹽水解生成不揮發(fā)性酸時，蒸干后一般仍為原物質，如蒸干溶液，得
4．鹽水解生成強堿時，蒸干后一般得到原物質，如蒸干溶液，得到等。
5．有時要多方面考慮，如加熱蒸干溶液時，既要考慮水解，又要考慮的分解，所得固體為

相關高中化學知識點：鹽類水解的定義

鹽類水解:

1．定義：在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結合生成弱電解質的反應，叫做鹽類水解。
2．實質：生成弱電解質，使水的電離平衡被破壞而建立新的平衡。
3．條件：鹽中必須有弱酸根離子或弱堿陽離子，鹽溶于水。
4．特點：可逆性，寫水解離子方程式時要用“” 水解是吸熱過程，是中和反應的逆過程。一般，水解的程度較小，寫離子方程式時，不能用“↑”或“↓”符號。多元弱酸根分步水解，以第一步為主。多元弱堿陽離子一步水解。
5．規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解。誰弱誰水解，誰強顯誰性。越弱越水解，都弱都水解。例如：25℃時

四種重要的動態(tài)平衡的比較:

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