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Ostwaldsches Verdünnungsgesetz



Das Ostwaldsche Verdünnungsgesetz beschreibt den Dissoziationsgrad, von schwachen Elektrolyten also den Anteil der freien Teilchen in einer Lösung mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes. Gemäß dieser Beziehung nimmt der Dissoziationsgrad α mit abnehmender Konzentration (steigender Verdünnung) zu. d.h. Daher sind auch schwache Elektrolyte bei hinreichender Verdünnung praktisch vollständig dissoziiert. Der Zusammenhang wurde von Wilhelm Ostwald entdeckt.

\mathsf{K_p = \frac{c(K^+) \cdot c(A^-)}{c(KA)} = \frac{\alpha^2}{1-\alpha} \cdot c_0}
Kp Protolysekonstante
α Dissoziationsgrad oder auch Protolysegrad
c(A) Konzentration der Anionen
c(K+) Konzentration der Kationen
c0 Gesamtkonzentration
c(KA) Konzentration vom nicht protolysierten Elektrolyt

Wird eine Lösung durch Zugabe von Wasser verdünnt, d. h. erniedrigt man die Einwaagekonzentration c0 des Stoffes, so nimmt der Dissoziationsgrad α zu, da die Dissoziationskonstante K gleich bleiben muss. Umgekehrt nimmt mit weiterer Stoffzugabe, d. h. bei Erhöhung der Einwaagekonzentration, der Anteil der Ionen in der Lösung ab und damit auch die Äquivalentleitfähigkeit Λ.

Zusatz

Es ergibt sich für die Leitfähigkeit folgender Zusammenhang:

K_p  = \frac{\Lambda_c^2}{(\Lambda_0 - \Lambda_c)\Lambda_0}\cdot c
Kp Dissoziationskonstante
Λc Äquivalentleitfähigkeit
Λ0 Grenzleitfähigkeit
c Konzentration des Elektrolyten

Die Konzentrationsabhängigkeit der Äquivalentleitfähigkeit Λ wird auf zwei Effekte zurückgeführt:

  1. auf die Behinderung der Bewegung der Ionen durch die starken Coulomb'schen Anziehungskräfte, die sich bei hohen Konzentrationen bemerkbar machen,
  2. auf die unvollständige Dissoziation von Molekülen, die aus diesem Grund als schwache Elektrolyte bezeichnet werden.
 
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