Почему при разбавлении раствора электролита степень его диссоциации увеличивается?

Коротко: при разбавлении уменьшаются межионные взаимодействия и равновесие диссоциации смещается вправо, поэтому доля распавшихся на ионы частиц растёт.

Чуть подробнее и по пунктам:

1. Равновесие и закон действующих масс
   Для слабого электролита (например, HA ⇌ H⁺ + A⁻) константа диссоциации $K$ постоянна при данной температуре:

где $c$ — исходная концентрация, $\alpha$ — степень диссоциации. При малой $\alpha$ получаем приближение

Из формулы видно: чем меньше $c$, тем больше $\alpha$. Физически это — следствие принципа Ле Шателье: «раздвигая» систему (добавляя растворителя), мы уменьшаем частоты столкновений ионов и тем самым благоприятствуем распаду электролита на ионы.

2. Ослабление межионных притяжений и роль ионной силы
   В концентрированных растворах ионы сильно экранируют друг друга и образуют ионные пары/ассоциаты, что понижает «эффективную» (наблюдаемую) долю свободных ионов. При разбавлении ионная сила $I$ падает, экранирование слабеет, а активностные коэффициенты $\gamma_{\pm}$ приближаются к 1 (по Дебая–Хюккелю). Это означает, что реальная доля свободных ионов становится выше, и измеряемая степень диссоциации растёт. Для сильных электролитов «истинная» $\alpha$ и так близка к 1, но именно из-за уменьшения ионных пар при разбавлении их «наблюдаемая» диссоциация возрастает.

3. Сольватация (гидратация) и энтропийный выигрыш
   Добавление растворителя увеличивает среднее расстояние между ионами и число молекул растворителя, способных экранировать заряд и стабилизировать раздельно существующие ионы. Это снижает вероятность рекомбинации и даёт энтропийный выигрыш распавшемуся состоянию, ещё раз смещая равновесие к ионам.

Итог: для слабых электролитов это строго описывается законом разбавления Оствальда ($\alpha$ возрастает как $1/\sqrt{c}$); для сильных — эффект объясняется уменьшением ионной ассоциации и приближением активностей к концентрациям. Поэтому при разбавлении степень диссоциации всегда увеличивается.