某實驗小組對Na₂S₂O₃分別與FeCl₃、Fe₂（SO₄）₃的反應進行實驗探究。
實驗藥品：0.1mol/L Na₂S₂O₃溶液（pH=7）；0.1mol/L FeCl₃溶液（pH=1）；0.05mol/L Fe₂（SO₄）₃溶液（pH=1）。
實驗過程

實驗編號	Ⅰ	Ⅱ	Ⅲ
實驗操作
實驗現象	溶液呈紫色，靜置后紫色迅速褪去，久置后出現淡黃色渾濁	溶液呈紫色，靜置后紫色褪去，久置后不出現淡黃色渾濁	溶液呈紫色，靜置后紫色緩慢褪去，久置后不出現淡黃色渾濁

資料：ⅰ．Na₂S₂O₃在酸性條件下不穩定，發生自身氧化還原反應；
ⅱ．Fe³⁺+S₂

O

2

-

3

?Fe（S₂O₃）⁺（暗紫色），Fe²⁺遇S₂

O

2

-

3

無明顯現象
（1）配制FeCl₃溶液時，需要用鹽酸酸化，結合離子方程式解釋原因：

FeCl₃溶液中存在平衡Fe³⁺+3H₂O?Fe（OH）₃+3H⁺，加入鹽酸，c（H⁺）增加，上述平衡左移，進而抑制Fe³⁺水解

FeCl₃溶液中存在平衡Fe³⁺+3H₂O?Fe（OH）₃+3H⁺，加入鹽酸，c（H⁺）增加，上述平衡左移，進而抑制Fe³⁺水解

。
（2）對實驗Ⅰ中現象產生的原因探究如下：
①證明有Fe²⁺生成：取實驗Ⅰ中褪色后溶液，加入1～2滴K₃[Fe（CN）₆]溶液，觀察到

有藍色沉淀生成

有藍色沉淀生成

。
②實驗Ⅰ中紫色褪去時S₂

O

2

-

3

被氧化成S₄

O

2

-

6

，相關反應的離子方程式是

2Fe³⁺+2S₂

O

2

-

3

=2Fe²⁺+S₄

O

2

-

6

[或2Fe（S₂O₃）⁺=2Fe²⁺+S₄

O

2

-

6

]

2Fe³⁺+2S₂

O

2

-

3

=2Fe²⁺+S₄

O

2

-

6

[或2Fe（S₂O₃）⁺=2Fe²⁺+S₄

O

2

-

6

]

。
③實驗Ⅰ和Ⅱ對比，Ⅰ中出現淡黃色渾濁，而Ⅱ中不出現淡黃色渾濁的原因是

Ⅱ中Fe³⁺和S₂

O

2

-

3

的物質的量之比為1：1，反應后S₂

O

2

-

3

沒有剩余，Ⅰ中S₂

O

2

-

3

過量且溶液呈酸性，因此久置后溶液中發生反應2H⁺+S₂

O

2

-

3

=S↓+SO₂↑+H₂O

Ⅱ中Fe³⁺和S₂

O

2

-

3

的物質的量之比為1：1，反應后S₂

O

2

-

3

沒有剩余，Ⅰ中S₂

O

2

-

3

過量且溶液呈酸性，因此久置后溶液中發生反應2H⁺+S₂

O

2

-

3

=S↓+SO₂↑+H₂O

。
（3）為探究實驗Ⅱ和Ⅲ中紫色褪去快慢不同的原因，設計實驗如表：

實驗編號	Ⅳ	Ⅴ
實驗操作
實驗現象	紫色褪去時間a＞b	紫色褪去時間c＜d

①試劑X是

Na₂SO₄固體

Na₂SO₄固體

。
②由實驗Ⅳ和實驗Ⅴ得出的結論是

其他條件相同時，Cl^-能加快Fe（S₂O₃）⁺發生反應，加速紫色褪去，而

SO

2

-

4

能減慢該反應

其他條件相同時，Cl^-能加快Fe（S₂O₃）⁺發生反應，加速紫色褪去，而

SO

2

-

4

能減慢該反應

。