按照溶解平衡分析：溶液体系中Ca2+和H+存在着对CO32-的竞争，Ca2+与CO32-有生成难溶物CaCO3趋势，H+与CO32-有生成的弱酸HCO3-的趋势。查数据可知，CaCO3的溶解平衡：CaCO3（s）？葑Ca2+（aq）+CO32-（aq），25℃时Ksp=4.96×10-9，HCO3-的电离平衡：HCO3-？葑H++CO32-，25℃时Ka=5.61×10-11。上述实验溶液中的c（Ca2+）=0.1mol·L-1，通过计算可知，只要溶液中的c（CO32-）﹥4.96×10-8mol·L-1，就可以向生成CaCO3沉淀的方向移动。由于溶液体系中HClO是弱酸，HClO电离出的H+量很少，通过HClO和HCO3-的电离平衡常数计算可知，溶液中c（CO32-）=3.0×10-7mol·L-1远大于4.96×10-8mol·L-1，故少量CO2通入Ca（ClO）2溶液中应生成CaCO3。

　　按照标准反应自由能分析：25℃时，对于反应Ca2++2ClO-+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO：

　　ΔfGmθ=ΔfGmθ（CaCO3）+2△Gmθ（HClO）-△fGmθ（Ca2+）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）

　　=（-1128.76-2×79.9+553.04+2×37.2+394.38+

　　237.19）kJ·mol-1

　　=-29.55kJ·mol-1﹤0

　　25℃时，对于反应ClO-+CO2+H2O=HCO3-+HClO：

　　△fGmθ=△fGmθ（HCO3-）+△fGmθ（HClO）-2△fGmθ（ClO-）-△fGmθ（CO2）-△fGmθ（H2O）

　　=（-587.06-79.9+37.2+394.38+237.19）kJ·mol-1

　　=+1.81kJ·mol-1﹥0

　　由此可知，Ca（ClO）2溶液与CO2的反应生成CaCO3的趋势远大于生成Ca（HCO3）2的趋势。

　　五、总结

　　利用电离平衡常数的大小确定酸的强弱，根据“强酸制弱酸”的原理，判断酸与盐复分解反应的产物是我们中学常用的一种重要方法。但在具体应用时还要分类讨论，若生成物为可溶于水的盐（如碳酸氢盐），则可以用强酸制弱酸的原理分析；若生成物为难溶物或不溶物，则以生成难溶物或不溶物为主，即使是弱酸也可以制强酸。比如H2S气体通入到CuSO4溶液中发生反应为：CuSO4+H2S=CuS↓+H2SO4，这就是一个典型的弱酸制强酸的例子，反应能进行的原因是生成物中生成了难溶性的CuS。

　　在化学教学过程中，学生会遇到各式各样的疑难问题，这就要求教师不断加强学习，掌握各种解题的方法、思路，丰富自己的知识结构，以适应新课改对老师的要求。新课程教学呼唤教师从单纯的知识传递者走向研究者、反思者，也就要求新时期的教师不仅专业学识要较为丰富，而且还善于对教学问题进行研究反思。

　　参考文献

　　[1]王祖浩.化学反应原理[M].南京：江苏教育出版社，2012

　　[2]王祖浩.化学1（必修）[M].南京：江苏教育出版社，2012

　　[3]宋天佑，程鹏等.无机化学[M].北京：高等教育出版社，2009