Lei da Diluição de Ostwald e Meios Básicos, Neutros e Ácidos

O químico alemão Friedrich Wilhelm Ostwald, em seus estudos, estabeleceu uma lei referente à relação concentração molar (Molaridade), a constante de equilíbrio e ionização ou dissociação e o grau de ionização ou dissociação de um eletrólito, a chamada Lei da Diluição de Ostwald.
Ostwald concluiu que, a depender da temperatura, à medida que a concentração em quantidade de matéria de um eletrólito, sendo ele ácido, base ou sal, diminui, seu grau de ionização ou de dissociação aumenta.

O químico, na verdade, quis buscar uma forma mais simples de calcular a constante de equilíbrio de uma ionização ou dissociação, em soluções diluídas – a quantidade de solvente é maior que a quantidade de soluto.

Ostwald, então, concluiu que quanto mais diluída for uma solução, menos concentrada ela será, portanto, maior vai ser a ionização ou dissociação do eletrólito.

Sua fórmula é expressa por:

Ki =↑ α2 . M↓
1- α

Em que:
Ki = constante de ionização
[C+] = concentração dos cátions
[A-] = concentração dos ânions
[CA] = concentração do composto não ionizado ou não dissociado
M = concentração molar em mol/L
α = grau de ionização

Portanto:
Lei de diluição de Ostwald: Numa dada temperatura, à medida que a concentração em mol/L de um dado eletrólito diminui, o seu grau de ionização ou dissociação aumenta, ou seja, eles são inversamente proporcionais.

Observação

É importante destacar que, em ácidos e bases fracos ou sais pouco solúveis, em que o α é muito baixo, podemos considerar que 1 – α é aproximadamente igual a 1. Portanto, a expressão para eletrólitos fracos fica:
Ki = α2 . M

Meios Básicos
Em meios básicos, são determinados pela a concentração de íons hidróxido (OH-) é maior que a dos íons hidrônio (H3O+).

Meios Neutros
Já um meio é aquele que possui a mesma concentração, em mol/L, dos íons hidrônio (H3O+) e hidróxido (OH-).

Meios Ácidos
E, por fim, nos meios ácidos, a concentração dos íons hidrônio (H3O+) é maior que a dos íons hidróxido (OH-).