5．能彻底水解的离子组，由于水解程度较大，书写时要用" ₌₌₌"、"↑"、"↓"等，如NaHCO₃溶液与AlCl₃溶液混合：Al³⁺+3HCO₌₌₌Al(OH)₃↓+3CO₂↑。

考点七、溶液中微粒浓度的大小比较

4．多元弱碱阳离子的水解方程式一步写完。例如：FeCl₃水解：Fe³⁺+3H₂OFe(OH)₃+3H⁺。

3．多元弱酸盐的水解分步进行，以第一步为主，一般只写第一步水解的离子方程式。例如：Na₂CO₃水解：CO+H₂OHCO+OH^－。

2．盐类水解一般是可逆反应，书写时一般不写"₌₌₌"，而要写""。

1．在书写盐类水解的离子方程式时一般不标"↑ "或"↓"，也不把生成物(如NH₃·H₂O、H₂CO₃等)写成其分解产物的形式。

2．影响盐类水解的因素

(1)内因

盐本身的性质是决定盐水解程度大小的最主要因素，组成盐的酸根相对应的酸越弱(或阳离子对应的碱越弱)，水解程度就越大。

(2)外因

①温度：盐的水解是吸热反应，因此升高温度，水解程度增大。

②浓度：盐的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越小，水解程度越大。

③外加酸碱：促进或抑制盐的水解。例如：CH₃COONa溶液中加强酸，盐的水解程度增大，加强碱，盐的水解程度减小。

④外加盐

a．加入水解后酸碱性相反的盐，盐的水解互相促进；加入水解后酸碱性相同的盐，盐的水解互相抑制。

b．加入不参加水解的固态盐，对水解平衡无影响；加入不参加水解的盐溶液，相当于对原盐溶液稀释，盐的水解程度增大。

　　 外界条件对反应Fe³⁺+3H₂OFe(OH)₃+3H⁺(正反应为吸热反应)的影响如下：

考点六、水解方程式书写的注意事项

1．盐类水解的规律

　规律：有弱才水解，无弱不水解，都弱都水解，越弱越水解，谁虽显谁性，同强显中性。

盐的类型	实例	水解离子	溶液的酸碱性
强酸强碱盐	NaCl、KNO3	无	中性
强酸弱碱盐	NH4Cl、CuSO4、FeCl3	NH、Cu2+、Fe3+	酸性
强碱弱酸盐[ ]	Na2S、Na2CO3、NaHCO3	S2－、CO、HCO	碱性
弱酸弱碱盐	(NH4)2CO3、CH3COONH4	NH、CO、CH3COO－	由酸碱的相对强弱决定

2．具体情况(室温下)

　 (1)酸、碱溶液pH的计算

　 ①强酸溶液，如H_nA，设浓度为c mol·L^－1，c(H⁺)=ncmo·L^－1，pH=－lgc(H⁺)＝－lg(nc)。

　　 ②强碱溶液，如B(OH)_n，设浓度为c mol·L^－1，c(H⁺)= mol ·L^－1，pH＝lgc(H⁺)＝14+lg(nc)。

　　 ③一元弱酸溶液，设浓度为c mol·L^－1，则有：c(H⁺)<c mol·L^－1，－lgc<pH<7。

　　 ④一元弱碱溶液，则为c(OH^－)<c mol·L^－1，c(H⁺)> mol·L^－1，7<pH<14+lgc。

　　 (2)酸、碱混合pH计算

　　 ①两强酸混合：c_混(H⁺)＝

　　 ②两强碱混合：c_混(OH^－)＝

　　 ③强酸、强碱混合(一者过量)：

　　 ④强酸、强碱的pH之和与H⁺和OH^－浓度比较

　　 pH(酸)+pH(碱)=14，c_酸(H⁺)=_碱(OH^－)

　　 pH(酸)+pH(碱)<14，c_酸(H⁺)>c_碱(OH^－)

　　 pH(酸)+pH(碱)>14，c_酸(H⁺)<c_碱(OH^－)

　　 推导：pH(酸)+pH(碱)＝－lg{c_酸(H⁺)·}＝14－lg。

考点五、盐类水解的规律及影响因素

1．总体原则

　 (1)若溶液为酸性，先求c(H⁺)，再求pH；

　 (2)若溶液为碱性，先求c(OH^－)，再由c(H⁺)=求c(H⁺)，最后求pH。

4．对于物质的量浓度相同的强酸和弱酸(或强碱和弱碱)，稀释相同的倍数，pH的变化幅度不同，强酸(或强碱)稀释后pH变化幅度大。

考点四、溶液pH的计算