离子共存 PowerPoint 课件

离子共存欢迎来到离子共存的专题讲解在这个课程中，我们将深入探讨离子共存的基本原理、条件和应用离子是化学反应和生物过程的基础，理解离子如何在溶液中共存对于掌握化学平衡、沉淀、酸碱反应和氧化还原过程至关重要本课程将从基础概念开始，逐步深入到复杂应用，帮助您建立系统的离子共存知识体系我们将结合理论与实践，通过丰富的例子和案例分析，使抽象概念变得具体可理解课程目标1掌握离子基础知识了解离子的定义、形成过程及种类，区分阴阳离子特性，掌握离子在溶液中的行为规律，为后续学习打下坚实基础2理解离子共存原理深入理解离子共存的本质和条件，掌握离子平衡的基本规律，学会分析复杂溶液中的离子状态，建立系统的离子共存概念体系3应用于实际问题能够运用离子共存知识解决实际问题，包括预测化学反应、分析环境样本、解释生物过程等，培养科学思维和实践能力4发展学科交叉视野了解离子共存在材料科学、环境科学、生物学等领域的应用，建立学科交叉视野，认识离子共存的广泛意义什么是离子？离子的定义离子的特性离子在自然界中的分布离子是带电的原子或原子团当原子失离子具有特定的电荷和半径，这决定了离子广泛存在于自然界中，如海水、矿去或获得电子时，会形成带正电或负电其化学性质和反应活性离子在溶液中物质和生物体内地壳中的大部分元素的粒子，这些粒子就是离子离子的电可以自由移动，并与相反电荷的离子发以离子形式存在于各种矿物质中，而生荷数取决于失去或获得的电子数量生相互作用，形成各种化合物物体内的电解质平衡也依赖于各种离子的存在离子的形成光电离热解离在特定条件下，光子可以激发原子电离过程某些化合物在高温下会分解成离子或分子中的电子，导致电离这种电子转移当某些化合物溶解在水中时，分子例如，某些盐类在熔融状态下会现象在大气科学和光化学反应中非当原子之间发生电子转移时，一个中的化学键断裂，形成阳离子和阴解离成相应的阳离子和阴离子，这常重要原子失去电子形成阳离子，另一个离子例如，氯化钠溶解在水中电是熔融盐电解的基础原子获得电子形成阴离子例如，离为和离子Na+Cl-钠原子失去一个电子形成，氯Na+原子获得一个电子形成Cl-阳离子和阴离子特性阳离子阴离子电荷正电荷（+）负电荷（-）形成方式失去电子获得电子常见元素金属元素（Na+,K+,非金属元素（Cl-,O2-））Ca2+,S2-水合现象与水分子中的氧原子结与水分子中的氢原子结合合移动性在电场中向负极移动在电场中向正极移动离子半径通常小于原子半径通常大于原子半径理解阳离子和阴离子的区别是掌握离子化学的基础阳离子往往来源于金属元素，而阴离子多来源于非金属元素它们在溶液中展现出不同的化学行为和反应特性，这些差异直接影响它们在化学反应和生物过程中的作用离子共存的定义基本定义微观层面热力学视角离子共存是指不同种类的离子在同一从微观角度看，离子共存意味着不同从热力学角度看，离子共存代表了系溶液中同时存在而不发生完全反应的种类的离子在溶液中均匀分布，并与统处于能量最低的状态当溶液中的现象这种状态下，各种离子保持各溶剂分子（如水分子）相互作用，形离子达到平衡分布时，系统的自由能自的化学特性，但也会相互影响，形成水合离子这些水合离子之间存在达到最小值，这使得离子可以长期稳成一个动态平衡的系统静电作用力，但这种作用并不足以导定地共存致它们完全结合或沉淀离子共存的本质电荷平衡1溶液总电荷中性离子间相互作用2静电力与热运动平衡溶剂化作用3水分子降低离子间作用力化学平衡4多种平衡同时存在热力学稳定性5系统自由能最小化离子共存的本质是多种物理化学因素共同作用的结果在溶液中，离子被溶剂分子包围形成溶剂化层，降低了离子之间的静电相互作用同时，溶液中存在多种化学平衡，如溶解平衡、酸碱平衡和络合平衡等，这些平衡共同决定了哪些离子可以在特定条件下共存理解离子共存的本质，需要综合考虑热力学、动力学、电化学等多个角度，这对于预测复杂溶液中的离子行为具有重要意义离子共存的条件不形成沉淀溶液中的离子组合不能超过其溶度积常数，否则会形成沉淀例如，Ca²⁺和CO₃²⁻在特定浓度下会形成难溶的CaCO₃沉淀，不能共存不发生氧化还原溶液中的离子不能发生自发的氧化还原反应如Fe³⁺和I⁻不能长期共存，因为Fe³⁺会氧化I⁻生成I₂，自身被还原为Fe²⁺酸碱平衡适宜溶液的pH值必须适合所有离子稳定存在例如，在强碱性条件下，许多金属离子会形成氢氧化物沉淀，无法保持离子状态络合作用控制如果存在络合剂，必须考虑络合平衡对离子浓度的影响某些离子会与络合剂形成稳定的络合物，改变其在溶液中的存在形式温度适宜温度会影响离子的溶解度、氧化还原电位和络合常数等，必须在适当的温度范围内保持离子共存的条件常见的离子在自然界和实验室中，我们经常接触各种常见离子阳离子方面，最常见的有钠离子Na⁺、钾离子K⁺、钙离子Ca²⁺、镁离子Mg²⁺、铵离子NH₄⁺和氢离子H⁺等这些阳离子在生物体内扮演着重要角色，如钠钾离子泵维持细胞膜电位，钙离子参与肌肉收缩阴离子方面，常见的有氯离子Cl⁻、硫酸根离子SO₄²⁻、硝酸根离子NO₃⁻、碳酸根离子CO₃²⁻、磷酸根离子PO₄³⁻和氢氧根离子OH⁻等这些阴离子参与多种生化反应，如磷酸根是DNA和ATP的重要组成部分溶液中的离子平衡扩散溶解2离子均匀分布1固体溶解形成离子相互作用离子间和离子与溶剂间作用35外部影响动态平衡温度、浓度等影响平衡4各种反应达到平衡溶液中的离子平衡是一个复杂的动态过程当可溶性化合物溶解在水中时，首先发生解离形成离子这些离子在溶液中扩散，直到达到均匀分布状态同时，离子之间以及离子与溶剂分子之间会发生各种相互作用，包括静电作用、氢键作用等在达到平衡状态后，溶液中存在多种动态平衡，如溶解平衡、酸碱平衡、络合平衡等这些平衡可能相互影响，形成一个复杂的平衡网络外部因素如温度、压力、浓度变化等都可能打破这种平衡，导致系统向新的平衡状态转变离子反应接触阶段1带相反电荷的离子在溶液中相互接近，克服水合层的阻碍水合层减弱了离子间的静电引力，但当离子足够接近时，仍能相互感知并产生作用力反应阶段2离子间发生电子转移或形成化学键，可能形成沉淀、气体、弱电解质或络合物反应类型取决于参与离子的性质和溶液环境，如pH值、温度等条件平衡阶段3反应达到动态平衡，正反应和逆反应速率相等在此状态下，反应物和生成物的浓度不再随时间变化，但微观上仍有分子不断进行转化外部扰动4添加试剂、改变温度或pH值等外部因素会打破平衡，系统会根据勒沙特列原理向抵抗扰动的方向移动，建立新的平衡状态沉淀反应沉淀反应原理沉淀形成条件沉淀反应是溶液中的阳离子和阴离沉淀形成的关键条件是离子积大于子结合形成难溶物质的过程当两溶度积常数溶度积常数是特定温种可溶性盐混合时，如果它们的阳度下难溶电解质在饱和溶液中阴、离子和阴离子能形成难溶化合物，阳离子浓度乘积的常数当离子积则会发生沉淀反应例如，硝酸银超过溶度积时，溶液变得过饱和，和氯化钠溶液混合时，银离子和氯过量的溶质以固体形式析出离子结合形成难溶的氯化银沉淀沉淀反应应用沉淀反应在分析化学、工业生产和环境处理中有广泛应用在分析化学中，它用于定性分析和重量分析；在工业上，用于金属提取和纯化；在环境处理中，用于去除废水中的有害离子，如重金属离子难溶性盐类硫酸盐类碳酸盐类氢氧化物类硫酸钡BaSO₄、硫酸铅碳酸钙CaCO₃、碳酸镁多数金属氢氧化物如氢氧化铁PbSO₄和硫酸钙CaSO₄是MgCO₃和碳酸铅PbCO₃是FeOH₃、氢氧化铝典型的难溶硫酸盐其中硫酸钡几常见的难溶碳酸盐碳酸钙是贝壳AlOH₃和氢氧化镁乎完全不溶于水，被广泛用作X射和石灰石的主要成分，在碱性环境MgOH₂在水中溶解度极低线造影剂硫酸钙的溶解度适中，中稳定，但在酸性条件下会分解释它们的溶解度受pH值强烈影响，是石膏的主要成分，在建筑和医疗放二氧化碳这解释了钟乳石和石在酸性条件下溶解度增加，这是酸领域有广泛应用笋的形成过程雨对金属构件腐蚀的原因之一卤化物类氯化银AgCl、溴化银AgBr和碘化银AgI是难溶的银卤化物，曾广泛应用于传统摄影技术氯化铅PbCl₂虽然在冷水中难溶，但在热水中溶解度显著增加，展示了温度对溶解度的影响溶度积溶度积的定义1溶度积常数是难溶电解质在饱和溶液中阳离子和阴离子活度近似为浓度乘积的常数Ksp溶度积表达式2对于难溶电解质，其溶度积表达式为AxBy Ksp=[A]^x×[B]^y溶度积的应用3预测沉淀形成、计算溶解度、判断离子共存可能性、指导分离提纯过程溶度积是理解离子共存的关键概念当两种离子的浓度乘积小于溶度积常数时，这些离子可以在溶液中共存；当乘积大于溶度积时，会形成沉淀，离子不能完全共存于溶液中溶度积受多种因素影响，包括温度（通常温度升高，溶度积增大）、离子强度（增加离子强度通常会增加溶度积）和共同离子效应（添加含有共同离子的可溶盐会降低溶解度）理解这些影响因素对于预测复杂溶液中的离子行为至关重要常见的沉淀反应银盐沉淀硫酸根检测碳酸盐反应银离子⁺与卤素离子⁻⁻硫酸根离子₄⁻与钡离子⁺碳酸根离子₃⁻与钙离子⁺、AgCl,Br,SO²Ba²CO²Ca²I⁻形成白色、淡黄色或黄色沉淀这一反应生成白色的硫酸钡沉淀，这是检测硫镁离子Mg²⁺等形成难溶的碳酸盐沉淀反应特性用于卤素离子的定性分析，且沉酸根的经典方法因硫酸钡溶度积极小这一反应是水垢形成的原因，也是石灰淀颜色从氯化银白色到溴化银淡黄色

1.1×10⁻¹⁰，即使在酸性条件下也能形岩和贝壳形成的化学基础碳酸盐沉淀在再到碘化银黄色的变化提供了识别不同成沉淀，使其成为稳定可靠的检测方法酸性条件下会分解释放二氧化碳，这是区卤素离子的线索分碳酸盐和其他沉淀的特征反应离子共存与沉淀分步沉淀选择性沉淀通过逐步改变溶液条件，可以依次沉淀出不同的离子，实现复杂混合物的分离这种方法在重量通过控制值或添加适量试剂，可以实现某些离pH分析和地球化学中有重要应用，如镧系元素的分子的选择性沉淀，而其他离子仍保持溶解状态离这是分离提纯金属离子的重要手段，如铝离子和2铁离子的分离1沉淀溶解平衡沉淀与溶解是一对相反过程，处于动态平衡3通过改变溶液条件如值、温度或添加络pH合剂，可以使沉淀重新溶解，改变离子共存5沉淀老化状态4新鲜沉淀经过时间会发生晶体结构变化，导致溶共沉淀现象解度降低，这一过程称为沉淀老化它影响离子在固液界面的分配，对地质过程和材料性能有重当主沉淀形成时，溶液中的其他离子可能被吸附要影响或包裹在沉淀中，这种现象称为共沉淀它可能导致分析误差，但也被用于痕量元素的富集酸碱反应质子转移酸碱反应的本质是质子H⁺的转移根据布朗斯特-洛里理论，酸是质子供体，碱是质子接受体如HCl与NaOH反应，H⁺从HCl转移到OH⁻，形成水分子中和反应当酸与碱反应时，溶液中的H⁺和OH⁻结合形成水分子，同时生成盐这一过程称为中和反应，如HCl与NaOH反应生成NaCl和H₂O中和反应的化学计量点处，溶液中H⁺和OH⁻浓度相等水解平衡盐溶解后可能发生水解反应，即盐的阳离子或阴离子与水反应产生H⁺或OH⁻弱酸的盐发生水解会使溶液呈碱性，弱碱的盐水解会使溶液呈酸性缓冲作用弱酸或弱碱与其盐的混合溶液具有抵抗pH变化的能力，称为缓冲作用当向缓冲溶液中加入少量酸或碱时，pH值变化很小，这对许多化学和生物过程的稳定性至关重要值和离子共存pHpH值Fe3+溶解度Al3+溶解度Ca2+溶解度pH值是影响离子共存的关键因素之一不同离子在不同pH条件下表现出不同的溶解度和存在形式上图展示了三种金属离子在不同pH条件下的相对溶解度变化趋势铁离子Fe³⁺在酸性条件下稳定存在，但在pH3后开始水解形成氢氧化物沉淀；铝离子Al³⁺在弱酸性条件下稳定，但在中性和碱性条件下形成氢氧化物沉淀；钙离子Ca²⁺在较宽的pH范围内都能以离子形式存在，只有在强碱性条件下才会形成氢氧化钙沉淀了解这些特性对于离子分离和水处理至关重要缓冲溶液缓冲溶液原理常见缓冲体系应用与意义缓冲溶液是由弱酸或弱碱与其共轭碱常见的缓冲体系包括乙酸/乙酸钠pH缓冲溶液广泛应用于化学分析、生物化或共轭酸组成的混合物，能抵抗pH值

3.7-

5.

6、磷酸氢二钠/磷酸二氢钠pH学实验和工业生产中生物体内也存在变化当加入少量强酸时，共轭碱会中

6.8-

8.

0、碳酸氢钠/碳酸钠pH

9.2-多种缓冲系统，如血液中的碳酸氢盐缓和氢离子；加入少量强碱时，弱酸会释

10.8等不同缓冲体系有其特定的pH冲系统、磷酸盐缓冲系统和蛋白质缓冲放氢离子中和氢氧根这种双向调节机缓冲范围，通常在弱酸或弱碱pKa±1系统，共同维持生理pH的稳定，确保酶制使缓冲溶液维持相对稳定的pH环境的范围内效果最佳活性和生理过程正常进行离子共存与酸碱平衡1酸碱平衡基础2酸碱对离子形态的影响酸碱平衡是维持离子共存的重要条件在水溶液中，H⁺和OH⁻的浓溶液的酸碱性强烈影响金属离子的存在形式在酸性条件下，金属离子度乘积恒为水的离子积常数Kw25°C时为

1.0×10⁻¹⁴pH值直接影通常以水合离子形式存在；而在碱性条件下，许多金属离子会形成氢氧响多价离子的电离状态，如磷酸根离子在不同pH下可以是H₃PO₄、化物沉淀或氢氧络合物如Al³⁺在pH4时以[AlH₂O₆]³⁺形式H₂PO₄⁻、HPO₄²⁻或PO₄³⁻存在，而在pH7时形成AlOH₃沉淀3离子共存的pH窗口4酸碱滴定中的离子行为不同离子共存需要找到合适的pH窗口在某些pH范围内，多种离子在酸碱滴定过程中，溶液pH逐渐变化，引起离子形态转变这种转变可以同时以溶解状态存在；超出这个范围，部分离子会因水解、沉淀或可能表现为颜色变化、沉淀形成或溶解、络合物生成等，是分析化学中络合作用而改变形态例如，Fe³⁺和Al³⁺只能在pH2-3的窄范围内识别和定量离子的重要依据同时以离子形式存在氧化还原反应电子转移1氧化还原反应的本质是电子转移过程在反应中，失去电子的物质被氧化，获得电子的物质被还原例如，在Fe²⁺与MnO₄⁻反应中，Fe²⁺失去电子被氧化为Fe³⁺，而MnO₄⁻获得电子被还原为Mn²⁺氧化数变化2氧化数是表示原子在化合物中氧化状态的假设电荷氧化还原反应中，元素的氧化数发生变化如在CuO+H₂→Cu+H₂O反应中，铜的氧化数从+2变为0被还原，氢的氧化数从0变为+1被氧化电子守恒3在氧化还原反应中，失去的电子数必须等于获得的电子数这要求通过调整反应物系数来平衡电子转移在配平复杂的氧化还原方程式时，通常先确定氧化还原半反应，再将它们组合，确保电子完全转移能量转化4氧化还原反应通常伴随能量变化自发的氧化还原反应释放能量，可用于电池产生电流；非自发反应需要输入能量，如电解过程氧化还原反应的能量变化由反应物和生成物的标准电极电势决定电化学序金属/半反应标准电极电势E°V反应活性Li⁺+e⁻→Li-

3.05极强还原剂K⁺+e⁻→K-

2.93强还原剂Ca²⁺+2e⁻→Ca-

2.87强还原剂Na⁺+e⁻→Na-

2.71强还原剂Zn²⁺+2e⁻→Zn-

0.76中等还原剂Fe²⁺+2e⁻→Fe-

0.44中等还原剂2H⁺+2e⁻→H₂

0.00参比电极Cu²⁺+2e⁻→Cu+

0.34弱氧化剂Ag⁺+e⁻→Ag+

0.80中等氧化剂Au³⁺+3e⁻→Au+

1.50强氧化剂电化学序是按标准电极电势大小排列的金属或半反应序列标准电极电势值反映了物质得失电子的能力，是预测氧化还原反应自发性的重要依据电极电势越负，物质越容易失去电子（还原性越强）；电极电势越正，物质越容易得到电子（氧化性越强）在实际应用中，电化学序帮助我们判断哪些金属能置换其他金属离子；哪些离子能氧化其他物质；哪些氧化还原反应能自发进行；以及哪些离子不能在溶液中长期共存例如，标准电势较低的Fe²⁺不能与标准电势较高的Ag⁺长期共存，因为会发生Fe²⁺+2Ag⁺→Fe³⁺+2Ag反应离子共存与氧化还原电化学平衡1氧化剂与还原剂的动态平衡电势差与反应趋势2电势差越大，反应趋势越强浓度影响3改变离子浓度影响氧化还原平衡pH影响4改变pH值影响电极电势络合作用5络合离子形成改变电极电势离子共存与氧化还原是密切相关的概念若两种离子之间存在较大的电极电势差，且反应动力学条件允许，它们会发生电子转移，无法长期共存例如，Fe²⁺和MnO₄⁻溶液混合后，MnO₄⁻会迅速氧化Fe²⁺，自身被还原为Mn²⁺，因此它们不能在溶液中共存溶液条件如pH值、离子浓度、络合剂存在等都会影响实际电极电势，从而影响离子共存可能性例如，在强酸性条件下，某些氧化还原反应更易进行；而添加络合剂可能降低金属离子的有效浓度，减弱其氧化性或还原性，使原本不能共存的离子变得可能共存络合反应稳定常数络合物形成2络合物稳定性的量化表达1中心离子与配体结合配位数平衡不同配位数络合物共存35竞争平衡解离平衡不同配体或中心离子竞争4络合物部分解离释放离子络合反应是中心离子（通常是过渡金属离子）与配体（带孤对电子的分子或离子）形成配位键的过程在络合反应中，配体作为电子对供体，中心离子作为电子对接受体形成的络合物具有特定的空间构型和稳定性，与原始离子表现出不同的化学性质络合反应对离子共存有重要影响通过形成络合物，原本可能沉淀或氧化还原的离子可以稳定存在于溶液中例如，⁺在碱性条件下通常会形成氢氧Fe³化铁沉淀，但在存在时，可形成稳定的⁻络合物，保持溶解状态络合反应是分析化学、萃取分离和生物体内金属离子转运的基础EDTA[FeEDTA]常见的络合物络合物广泛存在于自然界和实验室中铜离子Cu²⁺与氨水形成深蓝色的[CuNH₃₄]²⁺络合物，这一特征反应用于铜离子的定性分析铁离子与EDTA形成的络合物具有极高的稳定性，用于水处理和食品防腐银离子与硫代硫酸根形成稳定的[AgS₂O₃₂]³⁻络合物，应用于摄影定影过程钴离子形成的络合物常具有特征色彩，如[CoH₂O₆]²⁺呈粉红色，而[CoCl₄]²⁻呈蓝色，这种颜色变化被用作湿度指示剂氰根是强配体，能与多种金属形成稳定络合物，如[ZnCN₄]²⁻、[FeCN₆]⁴⁻等，这些络合物在电镀、金属提取等领域有重要应用离子共存与络合平衡络合物稳定常数络合物稳定常数（K）是测量中心离子与配体结合强度的量化指标K值越大，络合物越稳定，越不易解离例如，[CuNH₃₄]²⁺的稳定常数为10¹³，表明这种络合物在溶液中保持稳定，很少解离为自由铜离子螯合效应多齿配体（可同时与中心离子形成多个配位键的配体）形成的络合物通常比相应的单齿配体络合物更稳定，这种现象称为螯合效应EDTA是典型的六齿配体，能与金属离子形成五个环状结构，显著增强络合物稳定性竞争络合当溶液中存在多种金属离子和配体时，会发生竞争络合现象稳定常数较大的络合物优先形成，这是金属离子选择性分离的基础例如，EDTA可以从混合溶液中选择性地与Ca²⁺络合，实现水的软化络合物解离络合物在特定条件下可以解离，释放自由离子例如，降低pH值可使某些氨络合物解离，因为H⁺与NH₃竞争，形成NH₄⁺这种可控解离为测定金属含量和控制金属离子活性提供了方法水解反应水解的定义水解程度影响因素水解反应意义水解反应是指化学物质与水反应，分解离子水解程度受多种因素影响离子电水解反应对离子共存有重要影响通过为较小分子的过程在离子化学中，水荷越高，水解程度越大（如Fe³⁺水解比水解，原本可溶的盐可能转变为难溶的解主要指阳离子或阴离子与水分子反应Fe²⁺更明显）；离子半径越小，水解程氢氧化物或碱式盐，导致沉淀形成水，生成氢离子⁺或氢氧根离子度越大（如⁺水解比同电荷的⁺解还会改变溶液值，影响其他平衡反HAl³La³pHOH⁻的过程例如，Fe³⁺与水反应更强）；温度升高通常会增强水解程度应在分析化学中，了解水解规律有助形成[FeH₂O₅OH]²⁺和H⁺，使；浓度增加也会促进水解反应的进行于选择合适的pH条件，避免或利用水解溶液呈酸性现象盐类水解强酸弱碱盐的水解弱酸强碱盐的水解弱酸弱碱盐的水解强酸强碱盐的水解强酸弱碱盐（如₄、₃弱酸强碱盐（如₂₃、弱酸弱碱盐（如₃₄）强酸强碱盐（如、₃）NH ClFeCl NaCO CHCOONH NaClKNO）溶于水后，弱碱的阳离子（如CH₃COONa）溶于水后，弱酸的溶于水后，阳离子和阴离子都会水溶于水后，既不显著水解也不显著NH₄⁺、Fe³⁺）发生水解，与水阴离子（如CO₃²⁻、解溶液的pH值取决于弱酸和弱碱水合，因为强电解质完全电离，形反应生成H⁺，使溶液呈酸性以CH₃COO⁻）发生水解，与水反的相对强度若KaKb，溶液呈酸成的离子与水的相互作用很弱这NH₄Cl为例，NH₄⁺+H₂O⇌应生成OH⁻，使溶液呈碱性以性；若Ka类盐的水溶液通常呈中性，pH约为NH₃·H₂O+H⁺，溶液pH小于7CH₃COONa为例，CH₃COO⁻

7.0不过，高浓度溶液可能因离水解程度与弱碱的电离常数和溶+H₂O⇌CH₃COOH+OH⁻，子间相互作用和溶剂化效应而略有液浓度有关溶液pH大于7水解程度与弱酸的偏离电离常数和溶液浓度有关离子共存与水解平衡初始离子状态当多种盐类溶解在水中时，各种阳离子和阴离子首先达到初始浓度分布这一阶段主要受盐类溶解度和离解度控制例如，NaCl和AlCl₃混合溶液中初始存在Na⁺、Al³⁺和Cl⁻离子水解过程开始溶解后，易水解的离子（如Al³⁺、Fe³⁺、CO₃²⁻等）开始与水分子反应Al³⁺水解形成[AlH₂O₅OH]²⁺和H⁺，导致溶液pH降低这一阶段水解程度与离子初始浓度和水解常数有关pH变化与二次效应随着水解进行，溶液pH发生变化，进而影响其他平衡例如，pH降低会抑制弱酸根离子的水解，而促进某些金属离子的溶解这些二次效应形成复杂的相互关联平衡系统平衡状态建立最终，系统达到动态平衡状态，各种形式的离子、水解产物和沉淀在特定浓度下共存这一平衡状态可能因外部条件（温度、浓度、外加物质）变化而改变，系统会根据平衡原理重新调整以适应新环境离子共存的判断方法溶度积法通过计算离子积与溶度积的关系判断是否形成沉淀当两种离子的浓度乘积大于其化合物的溶度积时，它们不能完全以离子形式共存，会形成沉淀例如，判断Ag⁺和Cl⁻是否能共存，需计算[Ag⁺]×[Cl⁻]是否大于AgCl的Ksp

1.8×10⁻¹⁰电极电势法通过比较标准电极电势判断是否发生氧化还原反应当反应的标准电势E°为正值时，反应趋向自发进行，相关离子不能长期共存例如，判断Fe²⁺和MnO₄⁻是否能共存，需计算Fe²⁺被氧化和MnO₄⁻被还原的综合电势pH区域法确定各离子稳定存在的pH范围，找出共同的pH窗口不同离子在特定pH范围内稳定存在，超出此范围可能水解、沉淀或变价例如，Fe³⁺在pH2稳定存在，而Al³⁺在pH4稳定存在，因此它们在pH2时可共存综合平衡考量在复杂体系中，需同时考虑多种平衡包括溶解平衡、氧化还原平衡、酸碱平衡和络合平衡等通过建立和求解方程组，确定平衡条件下各物质的浓度，判断离子共存的可能性和稳定性。