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ÿ Jon

= Les cas aberrants. — Activité des ions.

En terminant ce rapide exposé de nos connaissances théoriques sur l'acidité et l'alcalinité, et avant d'entreprendre la description de la méthode électrométrique, il nous faut dire quelques mots des anomalies extrêmement curieuses présentées par les électrolytes forts et qui semblent ROME = notions précédentes. ré C’est ainsi, par éxemple, que la constante 5 dissociation que nous avons définie plus haut, doit être indépendante de la dilution pour un solvant et une température déterminés. Or, pour . KCI elle varie de 0,541 à 0,049 lorsque la‘dilution passe de 1/10 à 1/1000. Avec HCL les écarts sont encore plus. se Citons encore l'erreur de sel avec les indicateurs colorimétri- ques, et ce fait surprenant, que la méthode électrométrique” indique parfois, en présence d'acides ou de sels d'acides forts, L- . une concentration apparente en ions H+ supérieure à «elle qui | - correspond à l'acidité potentielle du milieu. Pour expliquer ces divergences, on a été àmené à attribuer aux ions des électro lytes forts une mobilité variable avec la dilution, et on a fait | entrér en ligne de compte les attractions et Les répulsions qui s’exercent entre les divers ions. Il s'ensuit que dans les mesures, :

Fait

À Ce ht RTS

ion Pole En ions s H+ ou jour activité, il n° en est pas As moins vrai que l'on a obtenu une valeur représentant l influence de ces ions dans le phénomène étudié, et c’ est là, pour le bioele le see pont po

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