鹽類(lèi)水解(鹽類(lèi)水解的詳細知識點(diǎn)..謝謝)
1.鹽類(lèi)水解的詳細知識點(diǎn)..謝謝
Re ： 鹽類(lèi)水解的一般規律 正文： （2）陽(yáng)離子是一價(jià)的，陰離子是多價(jià)的，生成酸式鹽。
例如： Na3PO4+H2O___Na2HPO4+NaOH 或PO43-+H2O___HPO42_+OH- [投訴本題] No.2 回復者：yany （老師解答） 回復時(shí)間：2000-12-3 9:19:00Re ： 鹽類(lèi)水解的一般規律 正文： （3）陽(yáng)離子是多價(jià)的，陰離子是一價(jià)的（比較少見(jiàn)），水解時(shí)生成堿式鹽。例如： Ba(CN)2 +H2O___Ba(OH)CN+HCN 或CN-+H2O___HCN+OH- 由于Ba(OH)CN電離出的OH-比HCN電離出的H+多，溶液呈堿性。
[投訴本題] No.3 回復者：yany （老師解答） 回復時(shí)間：2000-12-3 9:19:00Re ： 鹽類(lèi)水解的一般規律 正文： （3）陽(yáng)離子是多價(jià)的，陰離子是一價(jià)的（比較少見(jiàn)），水解時(shí)生成堿式鹽。例如： Ba(CN)2 +H2O___Ba(OH)CN+HCN 或CN-+H2O___HCN+OH- 由于Ba(OH)CN電離出的OH-比HCN電離出的H+多，溶液呈堿性。
[投訴本題] No.4 回復者：yany （老師解答） 回復時(shí)間：2000-12-3 9:24:00Re ： 鹽類(lèi)水解的一般規律 正文： （4）陽(yáng)離子和陰離子都是多價(jià)的，一般很難溶于水，如Ba3(PO4)2[投訴本題] No.5 回復者：yany （老師解答） 回復時(shí)間：2000-12-3 9:30:00Re ： 鹽類(lèi)水解的一般規律 正文： 2、強酸弱堿鹽：溶液呈酸性（1）陽(yáng)離子和陰離子都是一價(jià)的。例如： NH4NO3+H2O___NH3.H2O+HNO3 或 NH4++H2O___NH3H2O+H+[投訴本題] No.6 回復者：yany （老師解答） 回復時(shí)間：2000-12-3 9:46:00Re ： 鹽類(lèi)水解的一般規律 正文： （2）陽(yáng)離子是多價(jià)的，陰離子是一價(jià)的，生成堿式鹽。
例如： AlCl3+H2O___Al(OH)Cl2+HCl 或Al3++H2O___Al(OH)2++H+ [Al(OH)2+]+H2O___Al(OH)2Cl+HCl 或Al(OH)2++H2O___[Al(OH)2]++H+[投訴本題] No.7 回復者：yany （老師解答） 回復時(shí)間：2000-12-3 9:56:00Re ： 鹽類(lèi)水解的一般規律 正文： （3）陽(yáng)離子是一價(jià)的，陰離子是多價(jià)的，生成酸式鹽。酸式鹽在溶液中的H+比弱堿的OH-多一些。
例如： （NH4）2SO4+H2O___NH4HSO4+H2SO4 或 NH4++H2O___NH3H2O+H+ [投訴本題] No.8 回復者：yany （老師解答） 回復時(shí)間：2000-12-3 9:59:00Re ： 鹽類(lèi)水解的一般規律 正文： （4）陽(yáng)離子和陰離子都是多價(jià)的，生成堿式鹽。例如： Fe2(SO4)3+2H2O___2Fe(OH)SO4+H2SO4 或 Fe3++H2O___Fe(OH)2++H+[投訴本題] No.9 回復者：yany （老師解答） 回復時(shí)間：2000-12-3 10:06:00Re ： 鹽類(lèi)水解的一般規律 正文： 3、弱酸弱堿鹽：取決于酸和堿的相對強度。
例如： Al(CH3COO)3+H2O___Al(OH)(CH3COO)2+CH3COOH Al(OH)(CH3COO)2+H2O___Al(OH)2(CHCOO)+CH3COOH 也有的能全部水解。例如： Al2S3+6H2O___2Al(OH)3+Z3H2S（注意有沉淀符號和氣體符號） [投訴本題] No.10 回復者：yany （老師解答） 回復時(shí)間：2000-12-3 10:09:00Re ： 鹽類(lèi)水解的一般規律 正文： 4、強酸強堿鹽：中性，實(shí)際上不發(fā)生水解，如KCl、NaCl、NaNO3、Na2SO4、BaCl2等。
2.鹽類(lèi)水解,相關(guān)知識點(diǎn)
鹽類(lèi)水解口訣：有弱才水解，越弱越水解，雙弱雙水解，誰(shuí)強顯誰(shuí)性。
1、有弱才水解
要求鹽要有弱酸根離子或者弱堿金屬離子（包括銨離子）。
如：NaCl中的Na+對應的堿是強堿NaOH，則Na+是強堿金屬離子，不會(huì )水解。NaCl中的Cl-對應的酸是強酸HCl ，則Cl-是強酸根離子，也不會(huì )水解。所以，NaCl在水溶液中不會(huì )發(fā)生水解。
又如：CH3COONa中的CH3COO-對應的是弱酸CH3COOH，則CH3COO-是弱酸根離子，會(huì )水解。消耗H2O電離出的H+，結合成CH3OOH分子。使得水中OH-多出。所以，CH3COONa的水溶液顯堿性。
2、越弱越水解
鹽中的離子對應的酸或堿的酸性越弱或堿性越弱，水解的程度越大。
如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-對應的酸是H2CO3;SO3^2-對應的酸是H2SO3。由于H2CO3的酸性弱于H2SO3，則，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，結合的H+更多。所以，Na2CO3的堿性比NaSO3的堿性強。
3、雙弱雙水解
當鹽中的陽(yáng)離子對應的堿是弱堿并且鹽中的陰離子對應的是弱酸時(shí)，則鹽的這兩種離子都會(huì )發(fā)生水解。陽(yáng)離子水解結合水電離出的OH-；陰離子水解結合水電離出的H+，所以雙水解發(fā)生的程度往往較大。
如：CH3COONH4 中的NH4+對應的堿是弱堿NH3*H2O ;CH3COO-對應的酸是弱酸CH3COOH
則NH4+和CH3COO-都會(huì )發(fā)生水解，NH4+結合OH-形成NH3*H2O;CH3COO-結合H+形成CH3COOH，相互促進(jìn)，水解程度較大。
4、誰(shuí)強顯誰(shuí)性
主要是針對雙水解的鹽，即弱酸弱堿鹽，由于鹽中的陰離子水解結合H+，陽(yáng)離子水解結合OH-
要判斷鹽溶液的酸堿性，則要比較陰離子的水解成度和陽(yáng)離子的水解程度的大小。
如：（NH4）CO3 ，由于NH3的堿性比H2CO3的酸性強（實(shí)際上比較的是兩者的電離度，中學(xué)不做要求，只需記憶），則NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。所以，（NH4）2CO3 溶液顯堿性。
又如：CH3COONH4，由于NH3的堿性和CH3COOH的酸性相當，則NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。所以CH3COONH4溶液顯中性。
再如：（NH4）2SO3，由于NH3的堿性比H2SO3的酸性弱，則NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。所以，（NH4）2SO3溶液顯酸性。
3.鹽類(lèi)的水解有關(guān)的知識
正鹽
分四類(lèi)：
一、強酸強堿鹽不發(fā)生水解，因為它們電離出來(lái)的陰、陽(yáng)離子不能破壞水的電離平衡，所以呈中性。
二、強酸弱堿鹽，我們把弱堿部分叫弱陽(yáng)，弱堿離子結合從水中電離出來(lái)的氫氧根離子，破壞了水的電離平衡，使得水的電離正向移動(dòng)，結果溶液中的氫離子濃度大于氫氧根離子濃度，使水溶液呈酸性。
三、強堿弱酸鹽，我們把弱酸部分叫弱陰，同理弱陰結合從水中電離出來(lái)的氫離子，使得溶液中氫氧根離子濃度大于氫離子濃度，使溶液呈堿性。
四、弱酸弱堿鹽，弱酸部分結合氫，弱堿部分結合氫氧根，生成兩種弱電解質(zhì)，再比較它們的電離常數Ka、Kb值的大小（而不是水解度的大小），在一溫度下，弱電解質(zhì)的電離常數（又叫電離平衡常數）是一個(gè)定值，這一比較就可得出此鹽呈什么性了，誰(shuí)強呈誰(shuí)性，電離常數是以10為底的負對數，誰(shuí)負得少誰(shuí)就大。總之一句話(huà)，鹽溶液中的陰、陽(yáng)離子結合著(zhù)從水中電離出來(lái)的氫離子或氫氧根離子能生成弱電解質(zhì)的反應叫鹽類(lèi)的水解。還有有機物類(lèi)中的水解，例如酯類(lèi)的水解，是酯和水反應（在無(wú)機酸或堿的條件下）生成對應羧酸和醇的反應叫酯的水解，還有鹵代烴的堿性水解，溴乙烷和氫氧化鈉水溶液反應生成乙醇和溴化鈉叫鹵烷的水解，還有蛋白質(zhì)的水解，最終產(chǎn)物為氨基酸等等。
編輯本段影響因素
1、鹽濃度：鹽的濃度越小，它的水解度越大。
2、溫度：在分析化學(xué)中和無(wú)機制備中常采用升高溫度使水解完全以達到分離和合成的目的。
3、酸度：根據平衡方程原理，可通過(guò)控制酸度來(lái)控制水解平衡。
編輯本段用例
其反應
(1)含弱酸陰離子、弱堿陽(yáng)離子的鹽的水解，例如：Fe3++3H2O=Fe(OH)3+3H+,CO32-+H2O=HCO3-+OH-
(2)金屬氮化物的水解，例如：Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑
(3)金屬硫化物的水解，例如：Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S
(4)金屬碳化物的水解，例如：CaC2+2H2O=Ca(OH)2+C2H2↑
(5)非金屬鹵化物的水解，例如：PCl3+3H2O=H3PO3+3HCl
此類(lèi)反應多為水分子攻擊鹵原子，但也有例外，如NCl3水解：
NCl3+3H2O=NH3+3HClO
該反應為水分子攻擊氮原子
取代反應
（水解反應）（有機反應）
1.鹵代烴在強堿水溶液中水解，例如：CH3CH2-Cl+H-OH—△→NaOH
CH3CH2OH+HCl→CH3CH2Cl+H2O
2.醇鈉的水解，例如：CH3CH2ONa+H2O=CH3CH2OH+NaOH
3.酯在酸、堿水溶液中水解，例如：
CH3COOCH2CH3+H2O—H△→CH3COOH+CH3CH2OH
CH3COOCH2CH3+NaOH=△ H2O=CH3COONa+CH3CH2OH
4.二糖、多糖的水解，例如淀粉的水解：（C6H10O5）n+nH2O→nC6H12O6（葡萄糖）
5.二肽、多肽的水解，例如H2NCH2CONHCH2COOH+H2O→2H2NCH2COOH
6.亞胺的水解ArCH=N-Ph—H20 H+ →ArCHO+PhNH2
注意：上述反應中“=”均為可逆符號（除酯在堿中水解的反應），水解產(chǎn)物量很小，不必標明沉淀或氣體。
4.鹽類(lèi)水解,相關(guān)知識點(diǎn)
鹽類(lèi)水解口訣：有弱才水解，越弱越水解，雙弱雙水解，誰(shuí)強顯誰(shuí)性。
1、有弱才水解要求鹽要有弱酸根離子或者弱堿金屬離子（包括銨離子）。 如：NaCl中的Na+對應的堿是強堿NaOH，則Na+是強堿金屬離子，不會(huì )水解。
NaCl中的Cl-對應的酸是強酸HCl ，則Cl-是強酸根離子，也不會(huì )水解。所以，NaCl在水溶液中不會(huì )發(fā)生水解。
又如：CH3COONa中的CH3COO-對應的是弱酸CH3COOH，則CH3COO-是弱酸根離子，會(huì )水解。消耗H2O電離出的H+，結合成CH3OOH分子。
使得水中OH-多出。所以，CH3COONa的水溶液顯堿性。
2、越弱越水解 鹽中的離子對應的酸或堿的酸性越弱或堿性越弱，水解的程度越大。 如：Na2CO3和Na2SO3 CO3^2-對應的酸是H2CO3;SO3^2-對應的酸是H2SO3。
由于H2CO3的酸性弱于H2SO3，則，CO3^2-的水解程度比SO3^2-的水解程度更大，結合的H+更多。所以，Na2CO3的堿性比NaSO3的堿性強。
3、雙弱雙水解當鹽中的陽(yáng)離子對應的堿是弱堿并且鹽中的陰離子對應的是弱酸時(shí)，則鹽的這兩種離子都會(huì )發(fā)生水解。陽(yáng)離子水解結合水電離出的OH-；陰離子水解結合水電離出的H+，所以雙水解發(fā)生的程度往往較大。
如：CH3COONH4 中的NH4+對應的堿是弱堿NH3*H2O ;CH3COO-對應的酸是弱酸CH3COOH則NH4+和CH3COO-都會(huì )發(fā)生水解，NH4+結合OH-形成NH3*H2O;CH3COO-結合H+形成CH3COOH，相互促進(jìn)，水解程度較大。4、誰(shuí)強顯誰(shuí)性 主要是針對雙水解的鹽，即弱酸弱堿鹽，由于鹽中的陰離子水解結合H+，陽(yáng)離子水解結合OH-要判斷鹽溶液的酸堿性，則要比較陰離子的水解成度和陽(yáng)離子的水解程度的大小。
如：（NH4）CO3 ，由于NH3的堿性比H2CO3的酸性強（實(shí)際上比較的是兩者的電離度，中學(xué)不做要求，只需記憶），則NH4+的水解程度比CO3^2-的水解程度弱，使得水溶液中消耗的H+更多，有OH-多出。所以，（NH4）2CO3 溶液顯堿性。
又如：CH3COONH4，由于NH3的堿性和CH3COOH的酸性相當，則NH4+的水解度和CH3COO-的程度差不多，使得水溶液中的H+和OH-也差不多。所以CH3COONH4溶液顯中性。
再如：（NH4）2SO3，由于NH3的堿性比H2SO3的酸性弱，則NH4+的水解度比SO3^2-的水解度大，使得水溶液中消耗的OH-更多，有H+多出。所以，（NH4）2SO3溶液顯酸性。
5.鹽類(lèi)水解的重點(diǎn)
鹽類(lèi)水解規律的應用1.判斷鹽溶液的酸堿強弱或PH大小：在弱才水解，誰(shuí)弱誰(shuí)水解，越弱越水解，誰(shuí)強顯誰(shuí)性。
如0.1mol/LCH3COONa、NH4Cl、NaCl、Na2CO3溶液PH的大小順序是：Na2CO3>CH3COONa>NaCl>NH4Cl。2.判斷酸的相對強弱：酸越弱，其強堿鹽就越易水解，溶液的堿性就越強。
如等物質(zhì)的量濃度的鈉鹽NaX、NaY、NaZ的PH依次為7、8、9，則相應的酸相對強弱為HX > HY > HZ。3.判斷鹽溶液中的離子種類(lèi)和濃度大小： 如0.1mol/L Na2CO3溶液中有大量離子：Na+、CO32-，微量離子：OH-、HCO3-、H+，大量分子：H2O，微量分子：H2CO3。
電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)。物料守恒：c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)= 0.1mol/L（碳元素守恒），c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]（鈉原子、碳原子定比）。
質(zhì)子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+ 2c(H2CO3)[水電離出的c(H+)=c(OH-)] CO32-分步水解：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH—)>c (HCO3-)>c(H+) 4.判斷離子共存問(wèn)題：弱堿陽(yáng)離子（Al3+、Fe3+等）與弱酸根離子（HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-等）在溶液中不能同時(shí)大量共存。因為兩類(lèi)離子都水解，分別與水電離出的H+、OH-結合而相互促進(jìn)，使離子數目減少。
5.判斷加熱蒸干溶液后產(chǎn)物：鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得到原物質(zhì)，如蒸干Al?2(SO4)3、Fe2(SO4)3等溶液得到Al?2(SO4)3、Fe2(SO4)3固體；鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得到弱堿，如蒸干AlCl3、FeCl3等溶液得到Al?（OH）3、Fe(OH)3固體，進(jìn)一步灼燒得到Al?2O3、Fe2O3。6.判斷中和滴定指示劑的選擇：若用強堿滴定弱酸，反應達到終點(diǎn)后，因生成強堿弱酸鹽溶液顯堿性，所以選擇在堿性范圍內變色的指示劑——酚酞；若用強酸滴定弱堿，反應達到終點(diǎn)時(shí)溶液顯酸性，故要選擇在酸性范圍內變色的指示劑——甲基橙。
7.判斷活潑金屬與強酸弱堿鹽的反應產(chǎn)物：Mg,Al等活潑金屬與NH4Cl,CuSO4等溶液反應能生成氫氣。因為鹽溶液強烈水解顯強酸性，故能與活潑金屬反應生成氫氣。
如：Mg + 2NH4+ = Mg2+ + H2↑ + 2NH3↑8.指導膠體的制備并解釋與膠體相關(guān)現象：如往沸水中滴加飽和的FeCl3溶液，并要小心的攪拌，形成棕紅色的透明的液體——Fe(OH)3溶膠；明礬水解生成的Al(OH)3膠體有較強的吸附性，可以吸附雜質(zhì)，可以?xún)羲?9.指導鹽的制備和鹽溶液的配制：如Al2S3的制取，若在溶液中則會(huì )雙水解生成Al(OH)3和H2S，只能用鋁與硫高溫化合制備；蒸干AlCl3溶液的方法制取AlCl3，要在不斷通氯化氫氣體保護下加熱才能制備；實(shí)驗室配制FeCl3溶液，是將鹽先溶解于濃鹽酸中，再加水稀釋。10.指導實(shí)踐：如Na2CO3溶液由于水解顯堿性，不應貯放在玻璃塞試劑瓶中；NH4F溶液由于水解產(chǎn)生HF，不可貯放在玻璃瓶中；純堿水解顯堿性，加熱可以使CO32—水解程度增大，因而使溶液堿性增強，去污能力增強；泡末滅火器利用硫酸鋁和碳酸氫鈉雙水解急速生成大量的CO2，使滅火器內的壓強增大，CO2、H2O、Al(OH)3一起噴出覆蓋在著(zhù)火物質(zhì)上使火焰熄滅；草木灰（K2CO3）和銨態(tài)氮肥（NH4NO3）混用，由于CO32—和NH4+的水解相互促進(jìn)使NH4+變?yōu)镹H3降低氮肥的肥效。
6.鹽類(lèi)水解的重點(diǎn)
鹽類(lèi)水解規律的應用
1.判斷鹽溶液的酸堿強弱或PH大小：在弱才水解，誰(shuí)弱誰(shuí)水解，越弱越水解，誰(shuí)強顯誰(shuí)性。如0.1mol/LCH3COONa、NH4Cl、NaCl、Na2CO3溶液PH的大小順序是：Na2CO3>CH3COONa>NaCl>NH4Cl。
2.判斷酸的相對強弱：酸越弱，其強堿鹽就越易水解，溶液的堿性就越強。如等物質(zhì)的量濃度的鈉鹽NaX、NaY、NaZ的PH依次為7、8、9，則相應的酸相對強弱為HX > HY > HZ。
3.判斷鹽溶液中的離子種類(lèi)和濃度大小： 如0.1mol/L Na2CO3溶液中有大量離子：Na+、CO32-，微量離子：OH-、HCO3-、H+，大量分子：H2O，微量分子：H2CO3。
電荷守恒：c(Na+)+c(H+)=c(OH-)+c(HCO3-)+2c(CO32-)。
物料守恒：c(HCO3-)+c(CO32-)+c(H2CO3)= 0.1mol/L（碳元素守恒），
c(Na+)=2[c(CO32-)+c(HCO3-)+c(H2CO3)]（鈉原子、碳原子定比）。
質(zhì)子守恒：c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+ 2c(H2CO3)[水電離出的c(H+)=c(OH-)]
CO32-分步水解：c(Na+)>c(CO32-)>c(OH—)>c (HCO3-)>c(H+)
4.判斷離子共存問(wèn)題：弱堿陽(yáng)離子（Al3+、Fe3+等）與弱酸根離子（HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-等）在溶液中不能同時(shí)大量共存。因為兩類(lèi)離子都水解，分別與水電離出的H+、OH-結合而相互促進(jìn)，使離子數目減少。
5.判斷加熱蒸干溶液后產(chǎn)物：鹽溶液水解生成難揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得到原物質(zhì)，如蒸干Al?2(SO4)3、Fe2(SO4)3等溶液得到Al?2(SO4)3、Fe2(SO4)3固體；鹽溶液水解生成易揮發(fā)性酸時(shí)，蒸干后一般得到弱堿，如蒸干AlCl3、FeCl3等溶液得到Al?（OH）3、Fe(OH)3固體，進(jìn)一步灼燒得到Al?2O3、Fe2O3。
6.判斷中和滴定指示劑的選擇：若用強堿滴定弱酸，反應達到終點(diǎn)后，因生成強堿弱酸鹽溶液顯堿性，所以選擇在堿性范圍內變色的指示劑——酚酞；若用強酸滴定弱堿，反應達到終點(diǎn)時(shí)溶液顯酸性，故要選擇在酸性范圍內變色的指示劑——甲基橙。
7.判斷活潑金屬與強酸弱堿鹽的反應產(chǎn)物：Mg,Al等活潑金屬與NH4Cl,CuSO4等溶液反應能生成氫氣。因為鹽溶液強烈水解顯強酸性，故能與活潑金屬反應生成氫氣。如：Mg + 2NH4+ = Mg2+ + H2↑ + 2NH3↑
8.指導膠體的制備并解釋與膠體相關(guān)現象：如往沸水中滴加飽和的FeCl3溶液，并要小心的攪拌，形成棕紅色的透明的液體——Fe(OH)3溶膠；明礬水解生成的Al(OH)3膠體有較強的吸附性，可以吸附雜質(zhì)，可以?xún)羲?
9.指導鹽的制備和鹽溶液的配制：如Al2S3的制取，若在溶液中則會(huì )雙水解生成Al(OH)3和H2S，只能用鋁與硫高溫化合制備；蒸干AlCl3溶液的方法制取AlCl3，要在不斷通氯化氫氣體保護下加熱才能制備；實(shí)驗室配制FeCl3溶液，是將鹽先溶解于濃鹽酸中，再加水稀釋。
10.指導實(shí)踐：如Na2CO3溶液由于水解顯堿性，不應貯放在玻璃塞試劑瓶中；NH4F溶液由于水解產(chǎn)生HF，不可貯放在玻璃瓶中；純堿水解顯堿性，加熱可以使CO32—水解程度增大，因而使溶液堿性增強，去污能力增強；泡末滅火器利用硫酸鋁和碳酸氫鈉雙水解急速生成大量的CO2，使滅火器內的壓強增大，CO2、H2O、Al(OH)3一起噴出覆蓋在著(zhù)火物質(zhì)上使火焰熄滅；草木灰（K2CO3）和銨態(tài)氮肥（NH4NO3）混用，由于CO32—和NH4+的水解相互促進(jìn)使NH4+變?yōu)镹H3降低氮肥的肥效。
7.高中化學(xué)鹽類(lèi)水解相關(guān)知識點(diǎn)
一）鹽類(lèi)水解口訣：有弱才水解，越弱越水解，雙弱雙水解，誰(shuí)強顯誰(shuí)性。（二）根據鹽類(lèi)的不同，可分為：強酸強堿鹽（不水解）；強酸弱堿鹽；強堿弱酸鹽；弱酸弱堿鹽（三）多元弱酸或多元弱堿形成的鹽的水解
多元弱酸或多元弱堿形成的鹽的水解是分步進(jìn)行的，一般第一步進(jìn)行的程度最大，第二步甚至更多步的水解程度就很弱了。
(1)常見(jiàn)的弱酸根離子：SO3^2- ;HSO3-;CO3^2-;HCO3-;PO4^3-;HPO4^2-;ClO-;S^2-;HS-;CH3COO-;SCN-;F-;AlO2-;C6H5O（苯酚根）；NO2-（亞硝酸根）
常見(jiàn)弱酸的酸性排序：
H2SO3 > H3PO4> HF >HCOOH>C6H5-COOH>CH3COOH>H2CO3>H2S
亞硫酸 磷酸 氫氟酸 甲酸 苯甲酸 醋酸 碳酸 氫硫酸
> HClO>C6H5-OH>HAlO2
次氯酸 苯酚 偏鋁酸
(2)常見(jiàn)的弱堿離子：NH4+;Cu^2+;Fe^2+;Fe^3+;Al^3+
其中堿性排序：Fe(OH)2 > Fe(OH)3 > Cu(OH)2 > NH3*H2O > Al(OH)3
