오스트발트의 희석 법칙

아레니우스의 전해 해리 이론에 기반한 오스트발트 희석 법칙은 수용성 전해질 용액 내 평형을 설명합니다.

전해질 AB를 1리터당 'c' mol 농도로 고려해 보세요. 이 AB는 가역적으로 이온으로 해리됩니다.

α가 해리의 정도라면, 각 이온은 평형 농도인 cα를 가지며, 해리되지 않은 분획 (1 − α)은 c(1 − α)의 농도를 가진다. 이 용어들은 평형 상수 K, 즉 해리 상수를 정의합니다.

오스트발트 희석 법칙은 아세트산과 NH₄OH와 같은 약한 전해질에만 적용됩니다.

HCl과 NaF 같은 강한 전해질은 거의 완전히 해리되어 있으며, α 거의 1에 가깝습니다. 이 조건들 하에서 (1 − α) 는 0에 가까워져 법칙이 수학적으로 무효가 된다.

강한 전해질에 대한 법칙의 실패는 용해 시 물의 높은 유전율이 정전기력을 약화시켜 거의 완전한 해리를 초래하기 때문에 발생합니다. 그 결과 이온-분자 평형이 존재하지 않으며, 오스트발트의 희석 법칙은 적용되지 않는다.