CHAPITRE VI

1. Substances ionisables. La notion d'ions. Le nombre des ions. Calcul du coefficient i. — 2. La conductibilité électrique. La notion d'électron. — 3. L’électrolyse. — 4. La vitesse des ions. — 5. La conception objective des ions. — 6. Applications à la chimie et à la physiologie.

Nous avons vu plus haut le rôle qu’ont joué dans les expériences de parthénogénèse expérimentale les solutions salines ; nous avons exposé leur action physique ou chimique, en considérant jusqu’à nouvel ordre ces solutions avec leurs propriétés globales, abstraction faite du phénomène de dissociation de leurs molécules en ions. Or, le fait de cette ionisation confère aux solutions certaines propriétés spéciales, et c’est à ces propriétés que les auteurs d’un certain nombre d’expériences ont attribué les résultats obtenus par eux. Nous devons donc nous occuper maintenant de ces propriétés, et pour cela un exposé préalable de la question à un point de vue purement physique est nécessaire. Nous allons donc commencer par lui, comme nous l’avons fait pour la question de l’osmose.

Nous pourrions nous contenter d’exposer ici ce qui est strictement nécessaire pour expliquer la notion d’ions et faire comprendre la partie physique des théories invoquées dans la parthénogénèse. Mais il nous a paru à propos d’étendre un peu ce programme et de profiter de l’occasion pour exposer dans son ensemble la question des ions et celles qui s’y rattachent. La notion d’ions en deviendra plus compréhensive, plus approfondie et, partant, plus claire, et le lecteur qui aura bien médité ce chapitre se trouvera mieux armé pour comprendre les mémoires de bio-physique de plus en plus nombreux dans lesquels il est fait appel à ces notions.

1. L’existence de la dissociation dans les solutions oblige à apporter des rectifications aux lois qu’on est parvenu à formuler relativement aux solutions et qui ne s’appliquaient qu’à des solutions d’une certaine catégorie, notamment à celles qui ne sont ni des acides, ni des alcalis, ni des sels. Or, la majorité des solutions appartient, au contraire, à ces catégories. Pour elles, les effets produits sont toujours supérieurs à ce qu’indique la théorie, et les lois déterminées pour les solutions non électrolytiques ne s’appliquent qu’avec une correction dont il faut indiquer la valeur et expliquer la cause.

Si l’on prend deux solutions normales, l’une de sucre (342 gr. par litre), l’autre de NaCl (58 gr. 5} :

tandis que, pour la 1’® 9 = 0®, 185, pour la 2« 9' = 00,314

Cela nous amène immédiatement à la conception des ions. Puisque nous avons vu que la force avec laquelle l’eau est retenue dans la solution ou attirée vers elle dépend uniquement du nombre des molécules, si ces solutions acides, basiques ou salines retiennent ou attirent l’eau plus qu’elles ne devraient d’après le nombre apparent de leurs molécules, c’est qu’elles contiennent plus de molécules qu’elles ne paraissent en contenir, et pour qu’il en soit ainsi, il n’y a qu’une possibilité, c’est que les molécules dissoutes' soient dissociées : NaCl en Na et Cl, AzO^H en AzO^ et H, KO H en K et OH. Les éléments de cette dissociation sont les ions. Ce n’est pas par cette voie qu’on est arrivé à la conception des ions, mais au point de vue didactique, il semble avantageux et plus clair de présenter la chose ainsi. Disons par anticipation qu’on distingue sous les noms d’am’o??s et de cations les deux sortes d’ions fournis par la dissociation des molécules. Nous verrons plus loin leurs caractères différentiels.

Dans Pexemple numérique donné ci-dessus, on remarquera que les valeurs de 9', 0', A', rJ sont dans un même rapport avec celles de 9, 0, A et û : elles sont égales à ces dernières multipliées par le coefficient 1,7. Ce n’est pas une circonstance fortuite. Il en est toujours ainsi. Si pour une solution

donnée, acide, basique ou saline, cp'=ncp par rapport à une solution de sucre ou d’urée de même concentration moléculaire, on aura même 6' = nG, A'=nA et Ce facteur par lequel il faut

multiplier ©, 6, A ou tt pour avoir cp', 0', A' ou ti', se nomme coefficient d'ionisation; on le désigne par la lettre i et l’on a ^p'=^cp, 0'=iQj A'=iA, 7i'=i7v. Nous apprendrons à le déterminer, mais nous voyons dès maintenant qu’après l’avoir déterminé pour l’ime quelconque des valeurs tonométrique, ébullioscopique, cryoscopique ou osmométrique, il sera valable pour les trois autres.

D’après cela, la signification du facteur i est facile à comprendre. C’est le nombre par lequel il faut multiplier le nombre des molécules dissoutes pour avoir le nombre total des particules en solution : molécules restées entières plus particules (ou ions) provenant de la fragmentation de celles qui se sont dissociées (ionisées). Ainsi, dans l’exemple numérique ci-dessus, supposons qu’il s’agisse du NaCl. La solution étant normale, nous avons dissous 1 molécule-gramme de NaCl : disons, pour la commodité du langage, 10 molécules. i étant égal à 1,7, y a, en tout, 17 molécules -|- ions. Chaque molécule NaCl donnant 2 ions, 1 Na, 1 Cl, on voit que la seule possibilité est :

^ ^ provenant de 7 NaCl

3 NaCl » » 3 NaCl

Total 17 molécules -|- ions •> » 10 NaCl molécules.

Cela permet donc de reconnaître que sur 10 molé-

cules, il y en a 3 restées entières et 7 dissociées en 14 ions.

De quoi dépend le nombre des içns. — L’expérience montre que le nombre des molécules dissociées dépend de trois facteurs : la concentration la température, la nature du corps.

Concentration. — Le nombre de ions est, absolument, d’autant plus grand que la solution est plus diluée, c’est-à-dire qu’une solution contient d’autant plus d’eau pour une même quantité de sel. Toute solution très diluée a toutes ses molécules ionisées; à mesure que l'on ajoute de nouvelles quantités du corps dissous, chaque dose fournit un nouvel essaim d’ions, mais plus la concentration augmente, plus est faible le nombre d’ions libérés dans une nouvelle addition de molécules, jusqu’à une limite atteinte quand la solution est saturée. On n’a malheureusement pas trouvé de loi simple et rigoureuse définissant la relation entre l’ionisation et la concentration.

Température. — L’ionisation varie avec la température d’une façon complexe, variable suivant les substances : elle augmente en général, mais parfois diminue.

Nature de la substance dissoute. — Chaque corps a son coefficient d’ionisation propre.

Tout cela complique, d’une façon fâcheuse, les questions restées simples jusqu’ici.

Tandis que pour cp, 0, A et tt, la nature du corps n’intervenait pas et la variation par rapport à la concentration moléculaire suivait la loi très simple

de la proportionnalité directe; pour cp', ô', A', t:', intervient un facteur i qui varie suivant la nature de la substance et suivant la concentration sans relation simple.

Les effets restent, ici encore, indépendants de la nature de la substance, en ce sens que cp', 6', A' et tJ restent les mêmes quelle que soit la nature des molécules ou des ions qui les déterminent, à la condition que le nombre total de ces molécules ou de ces ions soit le même par volume de solution, mais ils en dépendent en ce sens que, selon la nature de la substance, et pour une même concentration de la solution, le nombre des ions libérés varie. Dissous dans un même volume de solu- . tion, mNaCl -j- nNa îiCl = 1.000 produiront le même effet que m'KGl + ^^^K-f- ^^Gl = 1.000; mais deux solutions également concentrées, de NaCl et de K Cl, produiront des effets très différents parce que leur ionisation sera différente.

Calcul du coefficient i. — Il serait important de pouvoir déterminer la valeur de i par le calcul. Ostwald a remarqué que la loi des équilibres chimiques de Guldberg et Waage s’appliquait à l’ionisation. Cette loi dit que, dans une réaction chimique où deux corps dissous en produisent un troisième qui reste en solution, le rapport du produit des masses des constituants à la masse du constitué est constant.

Soit une solution contenant m molécules dans un litre et appelons 3 le degré de dissociation^ c’est-à-dire le rapport du nombre des molécules

dissociées au nombre des molécules initiales : il y aura dans la solution

mo anions, mB cations.

m — mù = m(i — o) molécules entières.

Soient, maintenant pa et pc les poids atomiques ou moléculaires des anions et des cations.

La masse des anions

— cations

— molécules

entières

Et d’après la loi, on aura

sera : mopa,

— mope,

mopaXmSpc

m(l — o)(p«-f Pe) ““ ?71o2 ^^PaXPc __ r

1 O Pa-\- 2^c

Mais, pour un corps donné, et quelle que soit la concentration, 0gt constant.

+ Pc

On a donc :