Ley de Dilución de Ostwald

Basándose en la teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius, la ley de dilución de Ostwald explica el equilibrio en soluciones electrolíticas acuosas.

Considera un electrolito AB a una concentración 'c' mol por litro, que se disocia reversiblemente en iones.

Si α es el grado de disociación, cada ion tiene una concentración de equilibrio de cα, mientras que la fracción no disociada (1 − α) tiene una concentración de c(1 − α). Estos términos definen la constante de equilibrio K, llamada constante de disociación.

La ley de dilución de Ostwald solo se aplica a electrolitos débiles como el ácido acético y el NH₄OH.

Los electrolitos fuertes como HCl y NaF están casi completamente disociados, con α cerca de uno. Bajo estas condiciones, (1 − α) se aproxima a cero, lo que hace que la ley sea matemáticamente inválida.

El fallo de la ley para electrolitos fuertes se debe a que, al disolverse, la alta constante dieléctrica del agua debilita las fuerzas electrostáticas, lo que conduce a una disociación casi completa. Como resultado, no existe un equilibrio ión-molécula, y la ley de dilución de Ostwald deja de aplicarse.