La legge di diluizione di Ostwald

Basandosi sulla teoria della dissociazione elettrolitica di Arrhenius, la legge di diluizione di Ostwald spiega l'equilibrio nelle soluzioni elettrolitiche acquose.

Consideriamo un elettrolita AB a una concentrazione 'c' mol per litro, che si dissocia reversibilmente in ioni.

Se α è il grado di dissociazione, ogni ione ha una concentrazione di equilibrio di cα, mentre la frazione non dissociata (1 − α) ha una concentrazione di c(1 − α). Questi termini definiscono la costante di equilibrio K, chiamata costante di dissociazione.

La legge di diluizione di Ostwald si applica solo agli elettroliti deboli come l'acido acetico e l'NH₄OH.

Elettroliti forti come HCl e NaF sono quasi completamente dissociati, con α vicini a uno. In queste condizioni, (1 − α) tende a zero, rendendo la legge matematicamente invalida.

Il fallimento della legge per gli elettroliti forti deriva perché, alla dissoluzione, l'elevata costante dielettrica dell'acqua indebolisce le forze elettrostatiche, portando a una dissociazione quasi completa. Di conseguenza, non esiste un equilibrio ione–molecola e la legge di diluizione di Ostwald diventa inapplicabile.