Question

5．常温下，在物质的量浓度之比为3：1的NaCl和H₂SO₄的混合溶液中，先滴入几滴紫色石蕊试液后，再用铂电极电解该混合溶液．根据电极产物和现象判断，该电解过程可明显分为三个阶段．下列叙述中，不正确的是（　　）

• A． 第一阶段中阴、阳两极产生的气体混合引燃后，恰好完全反应得到HCl
• B． 阴极自始至终只产生H₂
• C． 电解过程中，溶液的pH不断增大，最后等于7
• D． 电解过程中，Na⁺和SO₄^2-的物质的量保持不变

Answer 1

分析 根据电解原理：阴极的放电离子：氢离子，阳极离子的放电顺序：氯离子＞氢氧根离子，溶液中含有两种溶质NaCl和H₂SO₄，根据电解原理和离子物质的量，结合电子守恒计算判断放电的离子，来判断电解过程．

解答 解：可以将溶质看成3molNaCl和1molH₂SO₄，再转化一下思想，可以看成2molHCl，1molNa₂SO₄，1molNaCl，
由于1molNa₂SO₄自始至终无法放电，且其溶液pH=7，暂时可以忽略，电极反应为：
阳极：2Cl^--2e^-=Cl₂↑      2Cl^--2e^-=Cl₂↑         4OH^--4e^-=2H₂O+O₂↑
      2   2              1    1 
阴极：2H⁺+2e-=H₂↑       2H⁺+2e-=H₂↑          2H⁺+2e-=H₂↑
      2    2             1   1
则电解过程可先看成电解HCl，再电解NaCl，最后电解水，
即2HCl$\frac{\underline{\;通电\;}}{\;}$H₂↑+Cl₂↑，2NaCl+2H₂O$\frac{\underline{\;通电\;}}{\;}$2NaOH+H₂↑+Cl₂↑，2H₂O$\frac{\underline{\;通电\;}}{\;}$2H₂↑+O₂↑，生成的NaOH为碱性，pH大于7；
A、第一阶段电解的是氯化氢，电解过程中阴、阳两极产生的气体氢气和氯气，依据电子守恒可知，混合引燃后，恰好完全反应得到HCl，故A正确；
B、阴极上始终是氢离子得到电子生成氢气，故B正确；
C、溶液pH不断增大，最后生成的NaOH为碱性，pH大于7，故C错误；
D、电解过程中，Na⁺和SO₄^2-无法放电，物质的量不变，故D正确；
故选C．

点评 本题考查了电解质溶液的混合电解，溶液中离子放电顺序，电子守恒是解题关键，题目难度中等．