Question

5．常溫下，在物質(zhì)的量濃度之比為3：1的NaCl和H₂SO₄的混合溶液中，先滴入幾滴紫色石蕊試液后，再用鉑電極電解該混合溶液．根據(jù)電極產(chǎn)物和現(xiàn)象判斷，該電解過程可明顯分為三個階段．下列敘述中，不正確的是（　　）

• A． 第一階段中陰、陽兩極產(chǎn)生的氣體混合引燃后，恰好完全反應(yīng)得到HCl
• B． 陰極自始至終只產(chǎn)生H₂
• C． 電解過程中，溶液的pH不斷增大，最后等于7
• D． 電解過程中，Na⁺和SO₄^2-的物質(zhì)的量保持不變

Answer 1

分析 根據(jù)電解原理：陰極的放電離子：氫離子，陽極離子的放電順序：氯離子＞氫氧根離子，溶液中含有兩種溶質(zhì)NaCl和H₂SO₄，根據(jù)電解原理和離子物質(zhì)的量，結(jié)合電子守恒計算判斷放電的離子，來判斷電解過程．

解答 解：可以將溶質(zhì)看成3molNaCl和1molH₂SO₄，再轉(zhuǎn)化一下思想，可以看成2molHCl，1molNa₂SO₄，1molNaCl，
由于1molNa₂SO₄自始至終無法放電，且其溶液pH=7，暫時可以忽略，電極反應(yīng)為：
陽極：2Cl^--2e^-=Cl₂↑      2Cl^--2e^-=Cl₂↑         4OH^--4e^-=2H₂O+O₂↑
      2   2              1    1 
陰極：2H⁺+2e-=H₂↑       2H⁺+2e-=H₂↑          2H⁺+2e-=H₂↑
      2    2             1   1
則電解過程可先看成電解HCl，再電解NaCl，最后電解水，
即2HCl$\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$H₂↑+Cl₂↑，2NaCl+2H₂O$\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2NaOH+H₂↑+Cl₂↑，2H₂O$\frac{\underline{\;通電\;}}{\;}$2H₂↑+O₂↑，生成的NaOH為堿性，pH大于7；
A、第一階段電解的是氯化氫，電解過程中陰、陽兩極產(chǎn)生的氣體氫氣和氯氣，依據(jù)電子守恒可知，混合引燃后，恰好完全反應(yīng)得到HCl，故A正確；
B、陰極上始終是氫離子得到電子生成氫氣，故B正確；
C、溶液pH不斷增大，最后生成的NaOH為堿性，pH大于7，故C錯誤；
D、電解過程中，Na⁺和SO₄^2-無法放電，物質(zhì)的量不變，故D正確；
故選C．

點評 本題考查了電解質(zhì)溶液的混合電解，溶液中離子放電順序，電子守恒是解題關(guān)鍵，題目難度中等．