【同步讲义】高中化学（苏教版2019）选修第一册--3.3.2 影响盐类水解的因素 讲义

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第2课时　影响盐类水解的因素
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课程标准
课标解读
通过实验探究，认识影响盐类水解的主要因素。
1．运用化学平衡原理分析反应条件对盐类水解的影响，建立物质的变化需要一定条件，并遵循一定规律的观念。（变化观念与平衡思想）
2．根据盐类水解平衡的因素，设计简单的实验方案进行探究，完成实验操作，观察现象，对作出解释。（科学研究与创新意识）

知识精讲

知识点01 盐的性质与盐的水解
1．盐的性质
主要因素是盐本身的性质，组成盐的酸根对应的酸越弱或阳离子对应的碱越弱，水解程度就越大(越弱越水解)。
填写下表：
序号
0.1mol·L-1盐溶液
水解的离子方程式
对应的弱酸
Ka
①
NaClO
ClO-+H2OHClO+OH-
HClO
3.0×10-8
②
CH3COONa
CH3COO-+H2OCH3COOH+ OH-
CH3COOH
1.8×10-5
③
NaNO2
NO2-+H2OHNO2+OH-
HNO2
4.6×10-4
以上3种盐的水解程度由大到小的顺序是①>②>③，溶液的pH大小顺序是①>②>③。
2．水解平衡常数Kh
（1）水解平衡常数（Kh）表达式
水解反应A-+H2OHA+OH-的平衡常数表达式为：Kh =。
HA的电离平衡常数表达式为：Ka =。
Kh与Ka和KW的关系：Kh=。
（2）盐的水解程度与盐的相对应的弱酸或弱碱的强弱的关系：
根据Kh与Ka和KW的关系，一定温度下，Kh 与Ka 呈反比，即：
盐的相对应的弱酸或弱碱越弱，盐的水解程度越大；反之，盐的相对应的弱酸或弱碱越强，盐的水解程度越小。
【即学即练1】在一定条件下，Na2CO3溶液存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法正确的是(　　)
A．稀释溶液，水解平衡常数增大
B．通入CO2，平衡朝正反应方向移动
C．升高温度，减小
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
答案：B
解析：A项水解平衡常数只与温度有关，稀释溶液温度未改变，所以水解平衡常数不变；C项升高温度，由于盐类水解是吸热反应，水解平衡向右移动，所以应增大；D项加入NaOH固体，使溶液中OH－浓度明显增大，所以溶液pH增大；B项通入的CO2与OH－反应，使平衡向正反应方向移动，符合题意。

知识点02 影响盐类水解的外界因素
1．【实验探究】
【实验1】在小烧杯中加入20 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，用pH计测量该溶液的pH。
实验现象：溶液的pH＜7。
实验结论与解释：Fe3+发生水解，使溶液呈酸性：Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。
【实验2】在另一只小烧杯中加入5 mL 0.1 mol·L－1 Fe(NO3)3溶液，加水稀释到50 mL，用pH计测量该溶液的pH。
实验现象：溶液的pH比稀释前大。
实验结论与解释：稀释的过程中虽然FeCl3的水解平衡向正反应方向移动，但稀释对H＋浓度的变化占主要优势，所以pH比稀释前大。
【实验3】在A、B、C三支试管中加入等体积0.1 mol·L－1Fe(NO3)3溶液。将A试管在酒精灯火焰上加热到溶液沸腾，向B试管中加入3滴6 mol·L－1 HNO3溶液。观察A、B试管中溶液的颜色，并与C试管中溶液的颜色比较。用化学平衡移动的原理解释上述实验现象。
实验现象：A与C比较颜色变浅；B与C比较颜色变深。
实验结论与解释：加热时A中Fe(NO3)3的水解平衡向正反应方向移动，Fe3＋浓度减小，颜色变浅；向B中加H2SO4时，Fe(NO3)3的水解平衡向逆反应方向移动，Fe3＋浓度增大，颜色加深。
2．影响盐类水解的外界因素
（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：盐溶液的浓度越小，电解质离子相互碰撞结合成电解质分子的几率越大，水解程度越大。
（3）酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制弱碱离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制弱酸根离子水解。
3．实例分析
以0.1mol·L-1FeCl3溶液为例，FeCl3溶液水解的离子方程式为Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+。请填写下表。
影响因素
溶液颜色
移动方向
c(H+)
n(H+)
水解程度
加热
变深
正向
增大
增大
增大
加入盐酸
变浅
逆向
增大
增大
减小
加入NaOH
变深
正向
减小
减小
增大
加水
变浅
正向
减小
增大
增大
加入FeCl3
变深
正向
增大
增大
减小
加入NH4Cl
变浅
逆向
增大
增大
减小
加入NaHCO3
变深
正向
减小
减小
增大

【即学即练2】欲使CH3COONa稀溶液中c(CH3COO－)/c(Na＋)比值增大，可在溶液中(恒温)加入少量下列物质中的
①固体NaOH ②固体KOH　③固体CH3COONa　④固体NaHSO4(　　)
A．①或④ B．②或③ C．①或② D．③或④
答案：B
解析①加入少量NaOH固体，c(Na＋)增大，c(CH3COO－)也增大，但c(CH3COO－)增大的倍数不如c(Na＋)增大的倍数大，因此c(CH3COO－)/c(Na＋)比值减小；②加入KOH固体，c(OH－)增大，使CH3COONa水解平衡逆向移动，c(CH3COO－)增大，所以c(CH3COO－)/c(Na＋)比值增大；③加入固体CH3COONa，则相当于CH3COONa稀溶液变为浓溶液，而根据“稀释促进水解”可知在浓溶液中，c(CH3COO－)/c(Na＋)将变大；④加入NaHSO4固体显然促进了水解，使c(CH3COO－)变小，c(Na＋)变大，则c(CH3COO－/c(Na＋)比值变小。

能力拓展

考法01 影响盐类水解的主要因素
影响盐类水解的主要因素是盐本身的性质，因此在研究盐类水解问题时，分析方法如下：
（1）判断盐溶液中存在的离子的种类，即是否存在弱的阳离子或弱酸根离子；
（2）根据离子的种类判断水解后溶液的酸碱性。
（3）根据离子对应的弱电解质的平衡常数判断水解的程度大小，弱电解质的平衡常数越小，水解程度越大。
【典例1】物质的量浓度相同的三种盐NaX、NaY和NaZ的溶液，其pH分别为8、9、10，则HX、HY、HZ的酸性由强到弱的顺序是(　　)
A．HX、HZ、HY B．HX、HY、HZ
C．HZ、HY、HX D．HY、HZ、HX
答案：B
解析：利用盐类水解规律“越弱越水解，谁强显谁性”，结合同浓度三种酸对应的钠盐的溶液的pH可推知，碱性越强则对应的酸越弱

考法02 影响盐类水解的外界因素
（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）酸碱性：向盐溶液中加入H＋，可抑制阳离子水解，促进阴离子水解；向盐溶液中加入OH－，能抑制阴离子水解，促进阳离子水解。
【典例2】为了配制NH的浓度与Cl－的浓度比为1∶1的溶液，可在NH4Cl溶液中加入(　　)
①适量的HCl　②适量的NaCl　③适量的氨水　④适量的NaOH
A．①② B．③ C．③④ D．④
答案：B
解析：NH4Cl溶液中存在NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，为增大NH浓度，应加入酸或NH3·H2O，①加入HCl虽然增大了H＋的浓度，但也增大了Cl－的浓度，不符合题目要求。


分层提分

题组A 基础过关练
1．对滴有酚酞溶液的下列溶液，下列操作后颜色变深的是(　　)
A．明矾溶液加热 B．CH3COONa溶液加热
C．氨水中加入少量NH4Cl固体 D．小苏打溶液中加入少量NaCl固体
答案：B
解析：明矾溶液中Al3＋水解，溶液呈酸性，加热水解平衡向右移动，c(H＋)增大，溶液仍无色，A项错误；CH3COONa溶液呈碱性，加热促进水解，溶液碱性增强，溶液红色加深，B项正确；氨水中加入少量NH4Cl，抑制NH3·H2O的电离，溶液红色变浅，C项错误；小苏打溶液呈弱碱性，加入NaCl对溶液酸碱性无影响，D项错误。
2．能够使CH3COONa溶液pH增大且水解程度也增大的条件是(　　)
A．加水　　　　　　　B．升温 C．加压 D．加CH3COONa固体
答案：B
解析：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－；加水时该平衡虽然正移，但离子浓度减小，c(OH－)减小，pH减小；升温平衡正移，c(OH－)增大，pH增大；加压对水解平衡几乎无影响；加CH3COONa固体，使c(CH3COO－)增大，水解平衡正移，c(OH－)增大，pH增大，但水解程度是减小的。
3．有pH分别为8、9、10的三种相同物质的量浓度的盐溶液NaX、NaY、NaZ，以下说法中不正确的是(　　)
A．在三种酸HX、HY、HZ中以HX酸性相对最强
B．HX、HY、HZ三者均为弱酸
C．在X－、Y－、Z－三者中，以Z－最易发生水解
D．中和1 mol HY酸，需要的NaOH稍小于1 mol
答案：D
解析：三种盐溶液均显碱性，所对应的酸均为弱酸，根据盐溶液的pH和“越弱越水解”，可知Z－最易发生水解，酸性：HX＞HY＞HZ，一元酸和一元碱中和，酸碱的物质的量相等，故正确答案为D。
4．在未知溶液中再溶入CH3COONa晶体，测得c(Na＋)与c(CH3COO－)几乎相等，则原来的溶液可能是(　　)
A．HCl溶液 B．NaOH溶液 C．KCl溶液 D．KOH溶液
答案：D
解析：由于CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，所以应加入碱，抑制其水解。
5．下列关于FeCl3水解的说法错误的是(　　)
A．水解达到平衡时(不饱和)，加氯化铁溶液达饱和，溶液的酸性会增强
B．浓度为5 mol·L－1和0.5 mol·L－1的两种FeCl3溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小
C．有50 ℃和20 ℃的同浓度的两种FeCl3稀溶液，其他条件相同时，Fe3＋的水解程度前者比后者小
D．为抑制Fe3＋的水解，较好地保存FeCl3溶液，应加少量盐酸
答案：C
解析：A项，FeCl3＋3H2OFe(OH)3＋3HCl，加入FeCl3，平衡右移，酸性增强，A对；B项，在其他条件相同时，浓度越大，水解程度越小，B对；C项，在其他条件相同时，温度越高，水解程度越大，C错；D项，因FeCl3水解显酸性，加入盐酸可抑制其水解，D对。
6．在CH3COONa溶液里，加入下列物质使水解平衡向左移动，并且pH变大的是(　　)
A．加入适量纯CH3COOH B．加入少量NaCl固体
C．加入少量NaOH固体 D．加水稀释
答案：C
解析：在CH3COONa溶液里，存在CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－。A项，加入适量纯CH3COOH，上述平衡左移，但c(OH－)减小，pH变小，故A项不符合题意；B项，加入少量NaCl固体，平衡不移动，故B项不符合题意；C项，加入少量NaOH固体，即增大了c(OH－)，平衡左移，pH变大，故C项符合题意；D项，加水稀释，平衡右移，pH变小，故D项不符合题意。
7．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在水解平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法正确的是(　　)
A．稀释溶液，上述可逆反应平衡常数不变
B．通入CO2，溶液pH增大
C．加入NaOH固体，平衡向正反应方向移动
D．升高温度，不变
答案：A
解析　本题考查外界条件对盐类水解平衡的影响及平衡常数的影响因素。对一确定的反应，平衡常数的大小只与温度有关，故A正确；通入CO2时，CO2与H2O反应，使水解平衡逆向移动，pH减小，故B错；加入NaOH固体，平衡逆向移动，故C不对；因为水解反应是吸热反应，故升温时平衡正向移动，HCO的浓度增大，CO的浓度减小，故D不对。
8．为了使CH3COONa溶液中Na＋的浓度与CH3COO－的浓度比为1∶1，可在CH3COONa溶液中加入(　　)
①适量的盐酸　②适量的NaCl　③适量的醋酸　④适量的CH3COONa
A．①② B．③ C．③④ D．④
答案：B
解析：在CH3COONa溶液中，由于CH3COO－的水解：CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，使CH3COO－浓度比Na＋浓度要小。①使平衡向右移动了，c(CH3COO－)减小；②加入Na＋，c(Na＋)增大；④中加入了CH3COONa，使CH3COO－的浓度增大，但Na＋也随着增大；只有③加入醋酸，使平衡左移，另外其本身也可以电离出CH3COO－，使溶液中的CH3COO－的浓度增大。
9．向三份0.1 mol·L－1 CH3COONa溶液中分别加入少量NH4NO3、Na2SO3、FeCl3固体(忽略溶液体积变化)，则CH3COO－的浓度变化依次为____________________（填“增大”、“减小”或“不变”）
答案：减小、增大、减小
解析：在CH3COONa溶液中存在CH3COO－＋H2OCH3COOH＋OH－，加入NH4NO3，NH水解：NH＋H2ONH3·H2O＋H＋，H＋和OH－反应，使平衡右移，CH3COO－浓度减小，促进水解；加入Na2SO3，SO＋H2OHSO＋OH－，水解产生OH－，使平衡左移，CH3COO－浓度增大，抑制水解的进行；加入FeCl3固体，Fe3＋水解：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋，影响同NH，使CH3COO－浓度减小，促进水解。
10．已知三种酸的电离常数分别为：Ka1＝4.6×10－4　Ka2＝1.8×10－5　Ka3＝3.0×10－8，室温下，相同浓度的三种盐溶液的pH关系为：pH(NaClO)>pH(CH3COONa)>pH(NaNO2)，则室温下HClO、CH3COOH、HNO2电离常数依次为__________________________________。
答案：3.0×10－8、1.8×10－5、4.6×10－4
11．现有S2－、SO、NH、Al3＋、Na＋、SO、AlO、Fe3＋、HCO、Cl－等离子，请按要求填空：
(1)在水溶液中，该离子水解呈碱性的是_____________________。
(2)在水溶液中，该离子水解呈酸性的是______________________。
(3)既能在酸性较强的溶液里大量存在，又能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有_________________。
(4)既不能在酸性较强的溶液里大量存在，又不能在碱性较强的溶液里大量存在的离子有_______________。
答案：(1)S2－、SO、AlO、HCO
(2)NH、Al3＋、Fe3＋
(3)Na＋、SO、Cl－
(4)HCO
解析：水解呈碱性的是弱酸的阴离子，水解呈酸性的是弱碱的阳离子，能在酸性和碱性较强的溶液里大量存在的离子说明与酸碱都不反应。

题组B 能力提升练
1．等物质的量浓度的下列五种溶液：①CH3COOH ②(NH4)2CO3　③NaHSO4　④NaHCO3 ⑤Ba(OH)2，溶液中水的电离程度由大到小排列正确的是(　　)
A．⑤③①④② B．⑤③①②④ C．②④③①⑤ D．②④①③⑤
答案：D
解析：向水中加酸、加碱，抑制水的电离，c(H＋)或c(OH－)抑制程度相同，加入弱碱阳离子或弱酸根离子，促进水的电离，浓度越大，促进程度越大。
2．使0.1 mol/L的NaHCO3的溶液中c(H＋)、c(CO)、c(HCO)都减少，其方法是(　　)
A．通入二氧化碳气体 B．加入氢氧化钠固体
C．通入氯化氢气体 D．加入饱和石灰水溶液
答案：D
解析：想解本题，应从电离、电离平衡、水解平衡、平衡的移动等方面去考虑。A项中因有CO2＋H2OH2CO3H＋＋HCO而使c(H＋)、c(HCO)都增大；B项中因OH－＋HCO===H2O＋CO而使c(CO)增大；C项中因HCl溶于水电离出H＋而使c(H＋)变大。故D符合要求。
3．某酸HX稀溶液和某碱YOH稀溶液的物质的量浓度相等，两溶液混合后，溶液的pH大于7，下表中判断合理的是(　　)
编号
HX
YOH
溶液的体积关系
①
强酸
强碱
V(HX)＝V(YOH)
②
强酸
强碱
V(HX)＜V(YOH)
③
弱酸
弱碱
V(HX)＝V(YOH)
④
弱酸
强碱
V(HX)＝V(YOH)
A．①③ B．②③ C．①④ D．②④
答案：D
解析：①溶液为中性，pH等于7，②一元强酸和一元强碱等浓度混合，由于碱的体积大，碱在反应中过量，所以溶液的pH大于7。③中不知道两者的电离程度，无法确定溶液的酸碱性。④中混合生成强碱弱酸盐，生成物发生水解，溶液呈碱性，pH大于7。
4．在25 ℃时，浓度均为1 mol/L的(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、(NH4)2Fe(SO4)2(硫酸亚铁铵)三种溶液中，测得c(NH)分别为a、b、c(mol/L)，则下列判断正确的是(　　)
A．a＞b＞c B．c＞a＞b C．b＞a＞c D．a＞c＞b
答案：B
解析：若不考虑酸根离子或阳离子对NH水解的影响，则a＝b＝c，但CO水解呈碱性，促进NH水解，Fe2＋水解呈酸性，抑制NH水解，SO不水解，对NH水解无影响。
5．为使Na2S溶液中的值减小，可加入的物质是(　　)
①盐酸　②适量的NaOH溶液　③适量的KOH溶液　④适量的KHS溶液
A．①② B．②③ C．③④ D．①④
答案：C
解析：在Na2S溶液中存在S2－＋H2OHS－＋OH－。①中加入盐酸，H＋中和OH－，水解平衡右移，c(S2－)减小，的值增大；②中加入适量的NaOH溶液，c(OH－)增大，平衡左移，c(S2－)增大，但c(Na＋)增大的更多，故的值增大；③中加入适量的KOH溶液，c(OH－)增大，平衡左移，n(S2－)增大而n(Na＋)不变，故的值减小；④中加入适量的KHS溶液，c(HS－)增大，平衡左移，n(S2－)增大而n(Na＋)不变，故的值减小。

题组C 培优拔尖练
1．在一定条件下，Na2S溶液中存在水解平衡：S2－＋H2OHS－＋OH－。下列说法正确的是(　　)
A．稀释溶液，水解平衡常数增大
B．升高温度，减小
C．通入H2S，HS－的浓度增大
D．加入NaOH固体，溶液pH减小
答案：C
解析：水解平衡常数只受温度影响，温度不变，平衡常数不变，A项错误；水解是吸热反应，升高温度，平衡正向移动，HS－的浓度增大，S2－的浓度减小，所以HS－的浓度和S2－的浓度的比值增大，B项错误；通入H2S，H2S会结合水解出的OH－，使平衡正向移动，HS－的浓度增大，C项正确；加入氢氧化钠固体，溶液的碱性增强，溶液pH增大，D项错误。
2．在一定条件下，Na2CO3溶液中存在平衡：CO＋H2OHCO＋OH－。下列说法不正确的是(　　)
A．稀释溶液，增大
B．通入CO2，溶液pH减小
C．升高温度，平衡常数增大
D．加入NaOH固体，减小
答案：A
解析：A项，平衡常数K＝，K只随温度的变化而变化，所以稀释溶液，K值不变；B项，通入CO2，会使溶液中OH－的浓度减小，所以溶液的pH减小；C项，升高温度，平衡向吸热方向移动，而盐的水解吸热，所以平衡常数增大；D项，加入OH－时抑制CO的水解，所以CO的浓度增大，而HCO的浓度减小，所以减小。
3．已知K2HPO4溶液呈碱性，即HPO结合H＋的能力大于其电离产生H＋的能力。溶液中存在如下平衡：HPO＋H2OPO＋H3O＋。下列操作能使该溶液中c(H3O＋)增大的是(　　)
A．加水 B．加热 C．加消石灰 D．加K2HPO4
答案：A
解析：本题考查外界条件对平衡的影响。K2HPO4溶液中存在如下平衡：①HPO＋H2OH3O＋＋PO，②HPO＋H2OOH－＋H2PO，③H2OH＋＋OH－。由题意知溶液呈碱性，以水解平衡②为主。加水，平衡②向右移动，n(OH－)增大，但c(OH－)减小，故c(H3O＋)增大，则A对；加热，②向右移动，c(OH－)增大，故c(H3O＋)减小，B错；加Ca(OH)2，OH－与H3O＋反应生成H2O，c(H3O＋)减小，C错；加K2HPO4，②向右移动，c(OH－)增大，故c(H3O＋)减小，D错。
4．某温度时0.1 mol·L－1 Na2CO3溶液中，c(Na＋)/c(CO)＝＞2，其原因是(用离子方程式表示) __________________________________。现向Na2CO3溶液中通入一定量的CO2后，c(Na＋)/c(CO)＝＞，其原因是(用离子方程式表示)____________________________________，此时c(HCO)＝_________________。
答案：CO＋H2OHCO＋OH－ CO＋H2O＋CO2===2HCO　 0.02 mol·L－1
解析：Na2CO3===2Na＋＋CO，CO＋H2OHCO＋OH－，HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
恰好完全电离时c(Na＋)∶c(CO)＝2，因为CO水解使c(Na＋)∶c(CO)＞2。当向Na2CO3溶液中通入CO2时，CO＋H2O＋CO2===2HCO，使c(CO)减小而c(Na＋)不变，故c(Na＋)/c(CO)＝＞。
因为c(Na＋)＝0.2 mol·L－1，又c(Na＋)/c(CO)＝5/2，c(CO)＝0.08 mol·L－1，由C原子守恒得c(HCO)＝0.02 mol·L－1
5．10 ℃时，在烧杯中加入0.1 mol·L－1的NaHCO3溶液400 mL，加热，测得该溶液的pH发生如下变化：
温度(℃)
10
20
30
50
70
pH
8.3
8.4
8.5
8.9
9.4
(1)甲同学认为，该溶液pH升高的原因是HCO的水解程度增大，故碱性增强，该反应的离子方程式为______________________________________________________。
(2)乙同学认为：溶液pH升高的原因是NaHCO3受热分解生成了Na2CO3，并推断水解程度Na2CO3________(填“大于”或“小于”)NaHCO3；
(3)丙同学认为，要确定上述哪种说法合理，只要把加热后的溶液冷却到10 ℃后再测定溶液的pH，若pH________8.3(填“＞”、“＜”或“＝”)，说明甲同学正确；若pH________8.3(填“＞”、“＜”或“＝”)，说明乙同学正确。
(4)丁同学设计如下实验方案对甲、乙同学的解释进行判断：实验装置如图，加热煮沸NaHCO3溶液，发现试管A中产生沉淀，说明________(填“甲”或“乙”)同学推测正确。

答案：(1)HCO＋H2OH2CO3＋OH－
(2)大于　(3)＝　＞　(4)乙
解析： (1)HCO水解的离子方程式为HCO＋H2OH2CO3＋OH－。
(2)乙同学根据NaHCO3受热易分解的性质，认为受热时2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O，这样溶质成为Na2CO3，而pH增大，也说明Na2CO3的水解程度大于NaHCO3的水解程度。
(3)若甲同学的观点正确，则当温度再恢复至10 ℃时，pH应为8.3；若乙同学的观点正确，则当温度降回到10 ℃时，pH应大于8.3。
(4)根据A中澄清石灰水变浑浊，说明NaHCO3在加热煮沸时分解生成了Na2CO3、CO2和水，证明乙同学观点正确。