2、多元弱碱(多元弱碱盐)的电离(水解)书写原则：一步书写

例：Al³⁺ + 3H₂O　 　Al(OH)₃ + 3H⁺

1、多元弱酸(多元弱酸盐)的电离(水解)的书写原则：分步书写

　　 例：H₂S的电离H₂S 　　H⁺ + HS^-　　 ； HS^- 　　H⁺ + S^2-

例：Na₂S的水解：H₂O+ S^2-　 　HS^- + OH^- H₂O + HS^- 　　H₂S + OH^- 注意：不管是水解还是电离，都决定于第一步，第二步一般相当微弱。

6、盐类水解的应用：

①混施化肥(N、P、K三元素不能变成↑和↓)②泡沫灭火剂(用硫酸铝和小苏打为原料，双水解)③FeCl₃溶液止血剂(血浆为胶体，电解质溶液使胶体凝聚)④明矾净水(Al³⁺水解成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉)⑤NH₄Cl焊接金属(氯化铵呈酸性，能溶解铁锈)⑥判断溶液酸碱性(强者显性)⑦比较盐溶液离子浓度的大小 ⑧判断离子共存(双水解的离子产生沉淀和气体的不能大量共存)⑨配制盐溶液(加对应的酸防止水解)

5、双水解反应：

(1)构成盐的阴阳离子均能发生水解的反应为双水解反应(即弱酸弱碱盐)。双水解反应相互促进，水解程度较大，有的甚至水解完全。其促进过程以NH₄Ac为例解释如下：

NH₄Ac == NH₄⁺ + Ac^-　　 NH₄⁺ + H₂ONH₃·H₂O + H⁺　　　 Ac^- + H₂OHAc + OH^-

两个水解反应生成的H⁺和OH^-反应生成水而使两个水解反应的生成物浓度均减少，平衡均右移。

(2)常见的双水解反应完全的为：Fe³⁺、Al³⁺与AlO₂^-、CO₃^2-(HCO₃^-)、S^2-(HS^-)、SO₃^2-(HSO₃^-)；其特点是相互水解成沉淀或气体。双水解完全的方程式写“==”并标“↑↓”，其离子方程式配平依据是两边电荷平衡，如：2Al³⁺ + 3S^2- + 6H₂O == 2Al(OH)₃↓+ 3H₂S↑

4、酸式盐溶液的酸碱性：①只电离不水解：如HSO₄^-　 ②电离程度＞水解程度，显酸性　 (如: HSO₃^- 、H₂PO₄^-) ③水解程度＞电离程度，显碱性 (如：HCO₃^- 、HS^- 、HPO₄^2-)。

3、影响盐类水解的外界因素：①温度：温度越高水解程度越大 (水解吸热)②浓度：浓度越小，水解程度越大(越稀越水解)③酸碱：促进或抑制盐的水解(H⁺促进阴离子水解而抑制阳离子水解；OH^-促进阳离子水解而抑制阴离子水解)

2、盐类水解的特点：(1)可逆 (2)程度小 (3)吸热

1、盐类水解规律：

　①有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解；谁强显谁性，两弱相促进，两强不水解。②多元弱酸根，浓度相同时正酸根比酸式酸水解程度大，碱性更强。 (如:Na₂CO₃ ＞NaHCO₃)③弱酸酸性强弱比较：

A、同主族元素最高价含氧酸的酸性递减，无氧酸的酸性递增(利用特殊值进行记忆。如酸性：

HF<HCl；HNO₃>H₃PO₄)

B、饱和一元脂肪酸的碳原子数越小，酸性越强(如HCOOH>CH₃COOH)

C、一些常见的酸的酸性：HClO、HAlO₂、苯酚为极弱酸；醋酸>碳酸；磷酸和H₂SO₃为中强酸；

HClO₄为最强含氧酸等。

2、自由H⁺与OH^-恰好中和(现金相等)，即“14规则：pH之和为14的两溶液等体积混合，谁弱显谁性，无弱显中性。”

1、酸、碱恰好反应：恰好生成盐和水，看盐的水解判断溶液酸碱性。(无水解，呈中性)