A Lei da Diluição de Ostwald

Baseada na teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius, a lei de diluição de Ostwald explica o equilíbrio em soluções eletrólitas aquosas.

Considere um eletrólito AB com concentração 'c' mol por litro, que dissocia reversivelmente em íons.

Se α é o grau de dissociação, cada íon tem concentração de equilíbrio de cα, enquanto a fração não dissociada (1 − α) tem concentração de c(1 − α). Esses termos definem a constante de equilíbrio K, chamada de constante de dissociação.

A lei de diluição de Ostwald se aplica apenas a eletrólitos fracos como ácido acético e NH₄OH.

Eletrólitos fortes como HCl e NaF estão quase completamente dissociados, com α próximos de um. Nessas condições, (1 − α) se aproxima de zero, tornando a lei matematicamente inválida.

A falha da lei para eletrólitos fortes ocorre porque, ao dissolver, a alta constante dielétrica da água enfraquece as forças eletrostáticas, levando a uma dissociação quase completa. Como resultado, não existe equilíbrio íon–molécula, e a lei de diluição de Ostwald torna-se inaplicável.