Legge di Ostwald

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La legge di Ostwald delle diluizioni permette di mettere in relazione la costante di dissociazione di un elettrolita debole con la conduttività ionica equivalente.[1]

Fu sviluppata nel 1888 da Wilhelm Ostwald.[2]

La formula di Arrhenius[modifica | modifica sorgente]

Poiché la conduttività ionica equivalente di un elettrolita debole, a parità di condizioni ambientali e solvente, dipende dal numero effettivo di ioni presenti in soluzione, si ha

\Lambda = K \alpha \

dove K è una costante di proporzionalità ed α è il grado di dissociazione.

A diluizione infinita α = 1 e Λ si identifica con Λ0, per cui

\Lambda_0 = K \

e dividendo Λ per Λ si ottiene

 \frac {\Lambda} {\Lambda_0} = \alpha

Quest'ultima è nota col nome di formula di Arrhenius ed è applicabile per elettroliti deboli in soluzione diluita, quindi nei casi in cui le interazioni ioniche sono trascurabili.

La legge di Ostwald[modifica | modifica sorgente]

In base alla formula di Arrhenius è possibile calcolare la costante di dissociazione di un elettrolita debole. Consideriamo il generico equilibrio chimico AB \rightleftharpoons A+ + B-, le concentrazioni all'equilibrio, in funzione del grado di dissociazione, sono le seguenti:

[AB] = C(1- \alpha) \
[A^+] = \alpha C \
[B^-] = \alpha C \

che inserite nell'espressione della costante di equilibrio

K_{eq}=\frac{[A^+] [B^-]}{[AB]}

danno

K_{eq}=\frac{\alpha^2 C} {1-\alpha}

e sostituendo il grado di dissociazione ottenuto tramite la formula di Arrhenius, si ha

K_{eq}=\frac{\Lambda^2 C} {\Lambda_0 (\Lambda_0 - \Lambda)}.

Questa è la legge di Ostwald e permette di calcolare, ad una data temperatura, il valore della costante di dissociazione di un elettrolita debole conoscendo la sua conduttività ionica equivalente e la sua conduttività ionica equivalente limite. Questa legge è applicabile per soluzioni diluite di elettroliti deboli. Nel caso di un elettrolita forte o di media forza, i presupposti di validità originari vengono a mancare ed occorre esprimere l'equilibrio in termini di attività.

K_{eq}=\frac{\Lambda^2 C} {\Lambda_0 (\Lambda_0 - \Lambda)}

tale equazione può essere linearizzata nel modo seguente, ottenendo come intercetta il reciproco di Λ0, mentre la pendenza permette di ricavare la costante di dissociazione Keq

 1 / \Lambda = 1 / \Lambda_0 + \frac{\Lambda C} {K_{eq} \Lambda_0^2}.

Inoltre applicando la relazione precedentemente descritta

 \Lambda = \frac {1000 \gamma} {N}

ricavando γ da misure di conducibilità ed assumendo Λ = Λ0, a causa delle condizioni molto diluite dell'equilibrio di precipitazione, è possibile calcolare il valore del prodotto di solubilità di un elettrolita poco solubile ricavando la normalità N e risalendo alla concentrazione molare.

Note[modifica | modifica sorgente]

  1. ^ *P. Atkins, J. De Paula, "Physical Chemistry", Oxford University Press, 2006 (ottava ed.), p.763-764, ISBN 9780198700722
  2. ^ Scholz, op. cit., p. 340

Bibliografia[modifica | modifica sorgente]