Закон Гесса. Изменение энергии Гиббса и направление реакции. Свободная энергия Гельмгольца

Список литературы 
 
 
1. Детлаф А. А., Яворский Б. М. Курс физики: Учебное пособие для 
вузов — М.: Высшая школа, 1989. — С. 113. 
2. Яцимирський В. К. Фізична хімія. (На украинском) 
Агеев Е. П. Осмос // Большая российская энциклопедия. — М.: 
Большая российская энциклопедия, 2014. — Т. 24. — С. 548. 
3. Гриффин Д., Новик Эл. Живой организм, пер. с англ.. — M.: 
Мир, 1973. 
4. Ершов. Общая химия. — Издание восьмое, стереотипное. — 
Москва: Высшая школа, 2010. — 559 с. 
5. Курс физической химии / под ред. Я. И. Герасимова. — М. — Л., 
1963—1966. — Т. 1—2. 
6. Мелвин-Хьюз Э. А. Физическая химия, пер. с англ., кн. 1—2. — 
М., 1962. 
7. Нобел П. Физиология растительной клетки (физико-химический 
подход), пер. с англ.. — М., 1973. 
8. Пасынский А. Г. Коллоидная химия. — 3 изд. — М., 1968. 
9. Проссер Л., Браун Ф. Сравнительная физиология животных, пер. 
с англ.. — М., 1967. 
10. Ребиндер П. А.. Осмос // Краткая химическая энциклопедия. — 
М.: Советская энциклопедия, 1964. — Т. 3. — С. 398 (стб. 795—
796). 

---

ТЕМА: СИЛЬНЫЕ И СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ 
 
Электролиты отличаются друг от друга степенью электролитической 
диссоциации. Это величина, показывающая отношение распавшихся ионов к 
общему количеству молекул вещества. Чем больше степень диссоциации, тем 
быстрее растворяются или расплавляются вещества. 
Степень диссоциации вычисляется по формуле α = n/N, где n – 
количество распавшихся молекул, N – общее количество молекул. Чтобы 
выразить степень диссоциации в процентах, необходимо n/N умножить на 100 
%. 
В зависимости от степени диссоциации выделяют два типа электролитов: 
• 
сильные – быстро распадаются на катионы и анионы; 
• 
слабые – затруднительно распадаются ионы. 
Диссоциации подвергаются вещества с ковалентными полярными или 
ионными связями. Молекулы воды оттягиваю полярные молекулы вещества. 
Нагревание кристаллических веществ вызывает колебание ионов в узлах 
кристаллической решётки вплоть до её разрушения. 
На степень диссоциации влияют внешние факторы – температура, 
давление, концентрация вещества или растворителя. При неизменных 
условиях устанавливается равновесие – константа диссоциации. 
При обратимой диссоциации протекает два противоположных процесса: 
одновременно с распадом вещества на ионы (диссоциацией) происходит 
обратный процесс объединения ионов в молекулы вещества (ассоциация). 
Благодаря этому часть вещества в растворе существует в виде ионов, а часть 

---

— в виде молекул (рис. 10.1, б). Электролиты, которые при растворении в воде 
распадаются на ионы только частично, называют слабыми электролитами. К 
их числу относится вода, многие кислоты, а также нерастворимые гидроксиды 
и соли (схема 5). 
В уравнениях диссоциации слабых электролитов вместо обычной 
стрелки записывают двунаправленную стрелку (знак обратимости): 
HNO2 
⇄ H+ + NO-2 
Силу электролитов можно объяснить полярностью химической связи, 
которая разрывается при диссоциации. Чем более полярна связь, тем легче под 
действием молекул воды она превращается в ионную, следовательно, тем 
сильнее электролит. В солях и гидроксидах полярность связи наибольшая, 
поскольку между ионами металлических элементов, кислотными остатками и 
гидроксид-ионами существует ионная связь, поэтому все растворимые соли и 
основания — сильные электролиты. В оксиген содержащих кислотах при 
диссоциации разрывается связь O-H, полярность которой зависит от 
качественного и количественного состава кислотного остатка. Силу 
большинства оксиген содержащих кислот можно определить, если обычную 
формулу кислоты записать в виде E(OH)mOn. Если в этой формуле будет n < 
2 — кислота слабая, если n ≥ 2 — сильная. 
Степень диссоциации 
Силу 
электролитов 
количественно 
характеризует 
степень 
электролитической диссоциации α, показывающая долю молекул вещества, 
которые распались в растворе на ионы. 
По значению степени электролитической диссоциации электролиты 
часто разделяют не на две, а на три группы: сильные, слабые и электролиты 
средней силы. Сильными электролитами считают те, степень диссоциации 
которых более 30 %, а слабыми — со степенью менее 3 %. Электролиты с 
промежуточными значениями α — от 3 % до 30 % — называют электролитами 

---

средней силы. По этой классификации таковыми считаются кислоты: HF, 
HNO2, H3PO4, H2SO3 и некоторые другие. Две последние кислоты являются 
электролитами средней силы только по первой стадии диссоциации, а по 
другим — это слабые электролиты. 
Степень диссоциации — величина переменная. Она зависит не только от 
природы электролита, но и от его концентрации в растворе. Эту зависимость 
впервые определил и исследовал Вильгельм Оствальд. Сегодня ее называют 
законом разведения Оствальда: при разбавлении раствора водой, а также при 
повышении температуры степень диссоциации увеличивается. 
Какие электролиты называют сильными? 
• Растворимые в воде,
• Не растворимые в воде, но проводящие электрический ток
• Растворимые в воде, проводящие электрический ток 
• Не растворимые в воде, плохо проводящие электрический ток
Из урока химии узнали, что такое электролиты. Это вещества, 
способные проводить электрический ток за счёт содержания положительно и 
отрицательно заряженных ионов – катионов и анионов. Электролиты бывают 
двух видов. Сильные электролиты необратимо распадаются на ионы. К ним 
относится большинство солей, сильные кислоты, щёлочи. Слабые 
электролиты плохо распадаются на ионы. Диссоциация в этом случае 
протекает обратимо. К слабым электролитам относятся органические и слабые 
кислоты, вода и нерастворимые основания. 

---