人教版高中化学选修4化学反应原理：第三章-水溶液中的离子平衡-复习课件

第三章水溶液中的离子平衡

复习课件第三章水溶液中的离子平衡

复习课件1化学平衡理论§1：弱电解质的电离强弱电解质→弱电解质电离为可逆→电离平衡→电离常数§4：难溶电解质的溶解平衡难溶≠不溶→溶解平衡应用：生成、溶解、转化§2：水的电离和溶液的酸碱性水是极弱电解质→水（稀溶液）离子积为常数→稀溶液酸碱性及表示方法pH→pH应用§3：盐类的水解水的电离平衡＋弱电解质的生成→盐类水解→水解的应用（平衡移动）深入综合运用本章知识结构化学平衡理论§1：弱电解质的电离§4：难溶电解质的溶解平衡§2化合物电解质非电解质强电解质弱电解质强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH…大部分盐：活泼金属的氧化物：弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH弱碱：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、……水：大部分有机物：除有机酸、碱、盐之外非金属的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……一、电解质、非电解质化电解质非电解质强电解质弱电解质强酸：HCl、H2SO4、H3二、强、弱电解质的比较：项目强电解质弱电解质相同点都是电解质、都是化合物，熔融或在溶液中能电离不同点化合物类型离子化合物、极性共价化合物极性共价化合物电离程度完全电离部分电离电离过程不可逆、不存在电离平衡可逆、存在电离平衡溶液中的微粒水合离子分子、水合离子物质种类强酸、强碱、大部分盐弱酸、弱碱、水二、强、弱电解质的比较：项目强电解质弱电解质相同点都是电解质4电离平衡方程式条件改变内容电离平衡移动方向C（CH3COOH）增大C（CH3COOH）减小C（CH3COO-）增大C（CH3COO-）减小C（H+）增大C（H+）减小温度升高温度降低加水稀释溶液右左左左左右右右右CH3COOHCH3COO-+H+电离平衡方程式条件改变内容电离平衡移动方向C（CH3COOH5例1：下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（

）A、CH3COOHB、Cl2C、NH4HCO3D、SO2D例2：同一温度下，强电解质溶液a，弱电解质溶液b，金属导体c三者的导电能力相同，若升高温度后，它们导电能力强弱的顺序是（

）A、b>a>cB、a=b=cC、c>a>bD、b>c>aA例1：下列物质的水溶液能导电，但属于D例2：同一温度下，强电6例3：欲使醋酸溶液中的CH3COO-浓度增大，且不放出气体，可向醋酸中加入少量固体（

）A、NaOHB、NaHCO3

C、CH3COOKD、MgAC例4：一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（

）A、NaOHB、H2OC、HClD、CH3COONa（固体）BD例3：欲使醋酸溶液中的CH3COO-浓度增大，AC例4：一定7第三章重要知识点第二节1、水的离子积常数Ｋw。2、影响水的电离平衡的因素。3、有关PH值的简单计算。4、中和滴定。第三章重要知识点第二节8水的电离和溶液的PH值1、水的电离水的离子积：影响因素KW=c（OH—）·c（H+）（25℃时，KW=1.0×10—14）温度：酸：碱：可水解的盐：T↑，KW↑抑制水的电离，KW不变，PH＜7抑制水的电离，KW不变，PH＞7促进水的的电离，KW不变2、溶液的酸碱性和PH值c（OH—）＞c（H+）碱性PH＞7c（OH—）＝c（H+）中性PH=7c（OH—）＜c（H+）碱性PH＜7—lgc（H+）水是一种极弱的电解质，能微弱的电离。水的电离和溶液的PH值1、水的电离水的离子积：影响因素KW=9（1）酸、碱溶液稀释后的pH变化强酸（pH＝a）弱酸（pH＝a）强碱（pH＝b）弱碱（pH＝b）稀释10n倍pH＝a＋na＜pH＜a＋npH＝b－nb－n＜pH＜b3、pH的简单计算（1）酸、碱溶液稀释后的pH变化弱碱稀释3、pH的简单计算10特别提醒①“无限稀释7为限”，无论稀释多大倍数，酸溶液不显碱性，碱溶液不显酸性，无限稀释时，溶液pH接近于7。②c（H＋）与c（OH－）的相对大小是判定溶液酸碱性的唯一标准，而根据溶液pH与7的相对大小来判断时，要看溶液的温度是否是常温（25℃）。特别提醒11溶液的pH值——正误判断1、一定条件下pH值越大，溶液的酸性越强。2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。3、强酸溶液的pH值一定大。4、pH值有可能等于负值。5、pH值相同的强酸和弱酸中C（H+）相同、酸物质的量浓度相同。×××××溶液的pH值——正误判断1、一定条件下pH值越大，溶液的酸性12（2）同强相混混合算a．强酸与强酸混合求pHb．强碱与强碱混合求pH（2）同强相混混合算13C．酸过量：先求c（H＋）余＝再求pH＝－lg[c（H＋）余]。D．碱过量：先求c（OH－）余＝再求c（H＋）＝，然后求pH。C．酸过量：143、中和滴定实验1）查漏（用自来水）滴定管是否漏水、旋塞转动是否灵活2）洗涤滴定管：先用自来水冲洗→再用蒸馏水清洗2~3次→然后用待装液润洗锥形瓶：自来水冲洗→蒸馏水清洗2~3次（不能用待盛液润洗）3、中和滴定实验1）查漏（用自来水）153）装液[滴定管中加入液体的操作]

量取一定体积未知浓度待测液于锥形瓶操作：向滴定管中装液→挤气泡→调液面→记下起始读数→放液→记录终点读数→滴入指示剂滴定管中装入标准液→挤气泡→调液面→记下起始读数3）装液[滴定管中加入液体的操作]

量取一定164）滴定右手持锥形瓶颈部，向同一方向作圆周运动，而不是前后振动左手控制活塞（或玻璃球）滴加速度先快后慢视线注视锥形瓶中颜色变化滴定终点达到后，半分钟颜色不变，再读数复滴2~3次4）滴定17四、中和滴定指示剂的选择及误差分析“恰好完全中和”与“溶液呈中性”两句话的区别恰好完全中和，PH＜7溶液呈中性，碱肯定过量。HCl+NH3·H2O=NH4Cl+H2O1mol1mol1mol四、中和滴定指示剂的选择及误差分析“恰好完全中和”与“溶液呈18第三章重要知识点第三节1、盐类水解的本质2、水解方程式书写3、影响水解平衡移动的因素4、溶液中粒子浓度大小的比较第三章重要知识点第三节19一、盐类水解1、实质：2、规律：3、影响因素谁弱谁水解，都弱都水解，谁强显谁性，两弱具体定。①温度：②溶液酸碱性：③浓度：越稀越水解，越热越水解盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH—结合，从而使水的电离平衡发生移动的过程。一、盐类水解1、实质：2、规律：3、影响因素谁弱谁水解，都弱20①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）。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）。①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）。214、溶液中粒子浓度大小的比较（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4溶液中，c（H＋）>c（H2PO4-）>c（HPO42-）>c（PO43-）。（2）多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，

c（Na＋）>c（CO32-）>c（OH－）>c（HCO3-）。（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4,c（NH4+）由大到小的顺序是③>①>②（4）混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。其方法思路是：首先确定溶液中电解质的种类然后再分析电解质电离程度和盐类水解程度的大小。当遇到弱酸与其强碱盐共存时，或者多元弱酸酸式盐（H2PO4-、HCO3-），要注意考虑电离与水解程度的相对大小。4、溶液中粒子浓度大小的比较（1）多元弱酸溶液，根据多步电离225、溶液中的守恒关系（1）电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO3-、CO32-、OH－，但存在如下关系:c（Na＋）＋c（H＋）=c（HCO3-）＋c（OH－）＋2c（CO32-）（2）物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的，如Na2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c（Na＋）=2[c（S2－）＋c（HS-）＋c（H2S）]5、溶液中的守恒关系（1）电荷守恒规律：（2）物料守恒规律：23（3）质子守恒规律：任何溶液中，由水电离产生的c（H＋）=c（OH－）在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离出来的H＋或OH－；使溶液中c（H＋）≠c（OH－），但由水电离产生的H＋或OH－守恒；如Na2S溶液中，S2－离子能结合H＋促进水解，所以溶液中：c（H＋）＜c（OH－），此时：c（OH－）H2O=c（OH－）c（H＋）H2O=c（H＋）＋c（HS－）＋2c（H2S）故c（OH－）=c（H＋）＋c（HS－）＋2c（H2S）（3）质子守恒规律：24盐类水解的应用例5：物质的量相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是（）A、CaCl2B、CH3COONaC、NH3D、K2SD盐类水解的应用例5：物质的量相同的下列溶液中，含微粒种类最多25例6：下列溶液加热蒸干后，不能析出溶质固体的是（）A、Fe2（SO4）3B、FeCl3C、Na2CO3D、KClB例6：下列溶液加热蒸干后，不能析出溶质固体的是（26第三章重要知识点第四节1、难溶电解质的溶解平衡2、沉淀反应的应用3、溶度积和溶度积规则第三章重要知识点第四节271、沉淀溶解平衡：（1）概念：在一定条件下，当难溶电解质的溶解速率与溶液中的有关离子或分子重新生成沉淀的速率相等时，此时溶液中存在的溶解和沉淀间的动态平衡，称为沉淀溶解平衡。溶解平衡时的溶液是饱和溶液。（2）特征：逆、等、动、定、变（3）影响因素：①内因：电解质本身的性质

a、绝对不溶的电解质是没有的。b、同是难溶电解质，溶解度差别也很大。c、易溶电解质做溶质时只要是饱和溶液也可存在溶解平衡。②外因：

a.浓度：加水，平衡向溶解方向移动。b.温度：升温，多数平衡向溶解方向移动。c.同离子效应：在电解质A的饱和溶液中，加入含有相同离子的强电解质时，A的溶解平衡会被抑制。2.溶度积和溶度积规则:（1）溶度积（Ksp）：在一定温度下，在难溶电解质的饱和溶液中，各离子浓度幂之乘积为一常数。1、沉淀溶解平衡：a、绝对不溶的电解质是没有的。②外因：a283、沉淀反应的应用：（2）表达式：（MmAn的饱和溶液）Ksp=[c（Mn+）]m·[c（Am-）]n（3）溶度积规则:离子积Qc=c（Mn+）m·c（Am-）nQc>Ksp，溶液处于过饱和溶液状态，生成沉淀。Qc=Ksp，沉淀和溶解达到平衡，溶液为饱和溶液。Qc<Ksp，溶液未达饱和，沉淀发生溶解。（1）沉淀的生成：反应生成沉淀使溶液中某些离子浓度变得更小。（2）沉淀的溶解：（3）沉淀的转化：溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀。两者差别越大，转化越容易。这类反应发生的特点：难溶电解质的溶解度小于0.01g，离子反应生成难溶电解质，离子浓度小于1×10-5mol/L时，认为反应完全，但溶液中还有相应的离子。沉淀的转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动3、沉淀反应的应用：（2）表达式：（MmAn的饱和溶液）Ks29例7：下列说法中正确的是（）A不溶于不的物质溶解度为0B绝对不溶解的物质是不存在的C某离子被沉淀完全是指该离子在溶液中的浓度为0D物质的溶解性为难溶，则该物质不溶于水B例7：下列说法中正确的是（）B30例8：下列各组离子，在水溶液中能以较高浓度大量共存的是（）①I－、ClO－、NO3－、H＋

②K＋、NH4＋、HCO3－、OH－③SO42－、SO32-、Cl－、OH－④Fe3+、Cu2+、SO42－、Cl－⑤H＋、K＋、AlO2－、HSO3－⑥Ca2＋、Na＋、SO42-、CO32-A①⑥ B③④ C②⑤ D①④BB31谢谢谢谢32第三章水溶液中的离子平衡

复习课件第三章水溶液中的离子平衡

复习课件33化学平衡理论§1：弱电解质的电离强弱电解质→弱电解质电离为可逆→电离平衡→电离常数§4：难溶电解质的溶解平衡难溶≠不溶→溶解平衡应用：生成、溶解、转化§2：水的电离和溶液的酸碱性水是极弱电解质→水（稀溶液）离子积为常数→稀溶液酸碱性及表示方法pH→pH应用§3：盐类的水解水的电离平衡＋弱电解质的生成→盐类水解→水解的应用（平衡移动）深入综合运用本章知识结构化学平衡理论§1：弱电解质的电离§4：难溶电解质的溶解平衡§34化合物电解质非电解质强电解质弱电解质强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI强碱：NaOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2、KOH…大部分盐：活泼金属的氧化物：弱酸：HF、HClO、H2CO3、H2SO3、H3PO4、CH3COOH弱碱：NH3·H2O、Fe（OH）2、Fe（OH）3、……水：大部分有机物：除有机酸、碱、盐之外非金属的氧化物：CO、CO2、SO2、SO3、NO、NO2……一、电解质、非电解质化电解质非电解质强电解质弱电解质强酸：HCl、H2SO4、H35二、强、弱电解质的比较：项目强电解质弱电解质相同点都是电解质、都是化合物，熔融或在溶液中能电离不同点化合物类型离子化合物、极性共价化合物极性共价化合物电离程度完全电离部分电离电离过程不可逆、不存在电离平衡可逆、存在电离平衡溶液中的微粒水合离子分子、水合离子物质种类强酸、强碱、大部分盐弱酸、弱碱、水二、强、弱电解质的比较：项目强电解质弱电解质相同点都是电解质36电离平衡方程式条件改变内容电离平衡移动方向C（CH3COOH）增大C（CH3COOH）减小C（CH3COO-）增大C（CH3COO-）减小C（H+）增大C（H+）减小温度升高温度降低加水稀释溶液右左左左左右右右右CH3COOHCH3COO-+H+电离平衡方程式条件改变内容电离平衡移动方向C（CH3COOH37例1：下列物质的水溶液能导电，但属于非电解质的是（

）A、CH3COOHB、Cl2C、NH4HCO3D、SO2D例2：同一温度下，强电解质溶液a，弱电解质溶液b，金属导体c三者的导电能力相同，若升高温度后，它们导电能力强弱的顺序是（

）A、b>a>cB、a=b=cC、c>a>bD、b>c>aA例1：下列物质的水溶液能导电，但属于D例2：同一温度下，强电38例3：欲使醋酸溶液中的CH3COO-浓度增大，且不放出气体，可向醋酸中加入少量固体（

）A、NaOHB、NaHCO3

C、CH3COOKD、MgAC例4：一定量的盐酸跟过量的铁粉反应时，为了减缓反应速率，且不影响生成氢气的总量，可向盐酸中加入适量的（

）A、NaOHB、H2OC、HClD、CH3COONa（固体）BD例3：欲使醋酸溶液中的CH3COO-浓度增大，AC例4：一定39第三章重要知识点第二节1、水的离子积常数Ｋw。2、影响水的电离平衡的因素。3、有关PH值的简单计算。4、中和滴定。第三章重要知识点第二节40水的电离和溶液的PH值1、水的电离水的离子积：影响因素KW=c（OH—）·c（H+）（25℃时，KW=1.0×10—14）温度：酸：碱：可水解的盐：T↑，KW↑抑制水的电离，KW不变，PH＜7抑制水的电离，KW不变，PH＞7促进水的的电离，KW不变2、溶液的酸碱性和PH值c（OH—）＞c（H+）碱性PH＞7c（OH—）＝c（H+）中性PH=7c（OH—）＜c（H+）碱性PH＜7—lgc（H+）水是一种极弱的电解质，能微弱的电离。水的电离和溶液的PH值1、水的电离水的离子积：影响因素KW=41（1）酸、碱溶液稀释后的pH变化强酸（pH＝a）弱酸（pH＝a）强碱（pH＝b）弱碱（pH＝b）稀释10n倍pH＝a＋na＜pH＜a＋npH＝b－nb－n＜pH＜b3、pH的简单计算（1）酸、碱溶液稀释后的pH变化弱碱稀释3、pH的简单计算42特别提醒①“无限稀释7为限”，无论稀释多大倍数，酸溶液不显碱性，碱溶液不显酸性，无限稀释时，溶液pH接近于7。②c（H＋）与c（OH－）的相对大小是判定溶液酸碱性的唯一标准，而根据溶液pH与7的相对大小来判断时，要看溶液的温度是否是常温（25℃）。特别提醒43溶液的pH值——正误判断1、一定条件下pH值越大，溶液的酸性越强。2、用pH值表示任何溶液的酸碱性都很方便。3、强酸溶液的pH值一定大。4、pH值有可能等于负值。5、pH值相同的强酸和弱酸中C（H+）相同、酸物质的量浓度相同。×××××溶液的pH值——正误判断1、一定条件下pH值越大，溶液的酸性44（2）同强相混混合算a．强酸与强酸混合求pHb．强碱与强碱混合求pH（2）同强相混混合算45C．酸过量：先求c（H＋）余＝再求pH＝－lg[c（H＋）余]。D．碱过量：先求c（OH－）余＝再求c（H＋）＝，然后求pH。C．酸过量：463、中和滴定实验1）查漏（用自来水）滴定管是否漏水、旋塞转动是否灵活2）洗涤滴定管：先用自来水冲洗→再用蒸馏水清洗2~3次→然后用待装液润洗锥形瓶：自来水冲洗→蒸馏水清洗2~3次（不能用待盛液润洗）3、中和滴定实验1）查漏（用自来水）473）装液[滴定管中加入液体的操作]

量取一定体积未知浓度待测液于锥形瓶操作：向滴定管中装液→挤气泡→调液面→记下起始读数→放液→记录终点读数→滴入指示剂滴定管中装入标准液→挤气泡→调液面→记下起始读数3）装液[滴定管中加入液体的操作]

量取一定484）滴定右手持锥形瓶颈部，向同一方向作圆周运动，而不是前后振动左手控制活塞（或玻璃球）滴加速度先快后慢视线注视锥形瓶中颜色变化滴定终点达到后，半分钟颜色不变，再读数复滴2~3次4）滴定49四、中和滴定指示剂的选择及误差分析“恰好完全中和”与“溶液呈中性”两句话的区别恰好完全中和，PH＜7溶液呈中性，碱肯定过量。HCl+NH3·H2O=NH4Cl+H2O1mol1mol1mol四、中和滴定指示剂的选择及误差分析“恰好完全中和”与“溶液呈50第三章重要知识点第三节1、盐类水解的本质2、水解方程式书写3、影响水解平衡移动的因素4、溶液中粒子浓度大小的比较第三章重要知识点第三节51一、盐类水解1、实质：2、规律：3、影响因素谁弱谁水解，都弱都水解，谁强显谁性，两弱具体定。①温度：②溶液酸碱性：③浓度：越稀越水解，越热越水解盐电离出来的离子与水电离出来的H+或OH—结合，从而使水的电离平衡发生移动的过程。一、盐类水解1、实质：2、规律：3、影响因素谁弱谁水解，都弱52①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）。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）。①混施化肥（N、P、K三元素不能变成↑和↓）。534、溶液中粒子浓度大小的比较（1）多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如H3PO4溶液中，c（H＋）>c（H2PO4-）>c（HPO42-）>c（PO43-）。（2）多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如在Na2CO3溶液中，

c（Na＋）>c（CO32-）>c（OH－）>c（HCO3-）。（3）不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对它的影响。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl②CH3COONH4③NH4HSO4,c（NH4+）由大到小的顺序是③>①>②（4）混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素、水解因素等。其方法思路是：首先确定溶液中电解质的种类然后再分析电解质电离程度和盐类水解程度的大小。当遇到弱酸与其强碱盐共存时，或者多元弱酸酸式盐（H2PO4-、HCO3-），要注意考虑电离与水解程度的相对大小。4、溶液中粒子浓度大小的比较（1）多元弱酸溶液，根据多步电离545、溶液中的守恒关系（1）电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO3-、CO32-、OH－，但存在如下关系:c（Na＋）＋c（H＋）=c（HCO3-）＋c（OH－）＋2c（CO32-）（2）物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能够水解或电离，离子种类增多了，但某些关键性的原子总是守恒的，如Na2S溶液中，S2－能水解，故S元素以S2－、HS-、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c（Na＋）=2[c（S2－）＋c（HS-）＋c（H2S）]5、溶液中的守恒关系（1）电荷守恒规律：（2）物料守恒规律：55（3）质子守恒规律：任何溶液中，由水电离产生的c（H＋）=c（OH－）在电解质溶液中，由于某些离子发生水解，结合了水电离出来的H＋或OH－；使溶液中c（H＋）≠c（OH－），但由水电离产生的H＋或OH－守恒；如Na2S溶液中，S2－离子能结合H＋促进水解，所以溶液中：c（H＋）＜c（OH－），此时：c（OH－）H2O=c（OH－）c（H＋）H2O=c（H＋）＋c（HS－）＋2c（H2S）故c（OH－）=c（H＋）＋c（HS－）＋2c（H2S）（3）质子守恒规律：56盐类水解的应用例5：物质的量相同的下列溶液中，含微粒种类最多的是（）A、CaCl2B、CH3COONaC、NH3D、K2SD盐类水解的应用例5：物质的量相同的下列溶液中，含微粒种类最多57例6：下列溶液加热蒸干后，不能析出溶质固体的是（）A、Fe2（SO4）3B、FeCl3C、Na2CO3D、