Loi de dilution d’Ostwald

Basée sur la théorie de la dissociation électrolytique d’Arrhenius, la loi de dilution d’Ostwald explique l’équilibre dans les solutions électrolytiques aqueuses.

Considérons un électrolyte AB à une concentration 'c' mol par litre, qui se dissocie de manière réversible en ions.

Si α est le degré de dissociation, chaque ion a une concentration d’équilibre de cα, tandis que la fraction non dissociée (1 − α) a une concentration de c(1 − α). Ces termes définissent la constante d’équilibre K, appelée constante de dissociation.

La loi de dilution d’Ostwald ne s’applique qu’aux électrolytes faibles comme l’acide acétique et le NH₄OH.

Les électrolytes forts comme le HCl et le NaF sont presque complètement dissociés, avec α proche d’un seul. Dans ces conditions, (1 − α) s’élève à zéro, rendant la loi mathématiquement invalide.

L’échec de la loi pour les électrolytes forts survient du fait qu’à la dissolution, la constante diélectrique élevée de l’eau affaiblit les forces électrostatiques, conduisant à une dissociation quasi complète. En conséquence, il n’existe pas d’équilibre ion–molécule, et la loi de dilution d’Ostwald devient inapplicable.