(14分)制烧碱所用盐水需两次精制。第一次精制主要是用沉淀法除去粗盐水中Ca2＋、Mg2＋、SO42－等离子，过程如下：
Ⅰ. 向粗盐水中加入过量BaCl2溶液，过滤；
Ⅱ. 向所得滤液中加入过量Na2CO3溶液，过滤；
Ⅲ. 滤液用盐酸调节pH，获得第一次精制盐水。
（1）过程Ⅰ除去的离子是______。
（2）过程Ⅰ、Ⅱ生成的部分沉淀及其溶解度(20 ℃/g)如下表，请依据表中数据解释下列问题：
| CaSO4 | Mg2(OH)2CO3 | CaCO3 | BaSO4 | BaCO3 |
| 2.6×10－2 | 2.5×10－4 | 7.8×10－4 | 2.4×10－4 | 1.7×10－3 |
①过程Ⅰ选用BaCl2而不选用CaCl2的原因为___________________________________。
②过程II之后检测Ca2＋、Mg2＋及过量Ba2＋是否除尽时，只需检测Ba2＋即可，原因是____________。
（3）第二次精制要除去微量的I－、IO3－ 、NH4＋ 、Ca2＋、Mg2＋，流程示意如下：
① 过程Ⅳ除去的离子有______、_______。
② 盐水b中含有SO42－。Na2S2O3将IO3－ 还原为I2的离子方程式是___________________________。
③ 过程VI中，产品NaOH在电解槽的__________区生成(填“阳极”或“阴极”)，该电解槽为______离子交换膜电解槽(填“阳”或“阴”)。
（1）SO42－
（2）①BaSO4的溶解度比CaSO4的小，可将SO42－沉淀更完全
②在BaCO3、CaCO3、Mg2(OH)2CO3中，BaCO3的溶解度最大，若Ba2＋沉淀完全，则说明Mg2＋ 和Ca2＋也沉淀完全
（3）① NH4＋ 、I－
② 5S2O32－＋8IO3－ ＋2OH－ = 4I2＋10SO42－＋H2O
③阴极，阳
题目分析：⑴加入过量BaCl2溶液能除去粗盐水中的SO42－；
⑵①由于BaSO4的溶解度比CaSO4的小，用CaCl2不能将SO42－沉淀完全，故选用BaCl2才能将其除尽；
②在BaCO3、CaCO3、Mg2(OH)2CO3等沉淀中，BaCO3的溶解度相对最大，若Ba2＋沉淀完全，则说明Mg2＋ 和Ca2＋也沉淀完全；
⑶①NaClO有强氧化性能将NH4＋ 、I－等分别氧化为N2、IO3－ 除去
②据题意首先根据得失电子守恒有5S2O32－＋8IO3－ ＋2OH－―― 4I2＋10SO42－＋H2O，再根据电荷守恒有5S2O32－＋8IO3－ ＋2OH－――4I2＋10SO42－＋H2O，最后根据原子守恒得5S2O32－＋8IO3－ ＋2OH－ = 4I2＋10SO42－＋H2O。
③电解饱和食盐水在阴极区得NaOH和H2，在阳极区得Cl2，用阳离子交换膜(只允许阳离子通过、阴离子和气体不能通过)能阻止Cl2与NaOH、H2混合反应。