V - na, v' = (1 — v')[L

Voici un tableau des vitesses relatives des ions les plus usités en biologie. Pour avoir les vitesses absolues en centimètres par seconde, pour 1 volt par centimètre, en fonction de l’ohm international, il suffit de multiplier les nombres ci-dessous par le facteur 0,00001035.

Vitesses relatives des divers ions à 18° dans des solutions

entièrement dissociées.

H = 318 OH = 175 Cl = 65,4 Br = 67,6 I — 66,4 Fl = 46,6 K = 64,7 Na = 43,6

Li = 33,4 AzH'» = 64 Mg = 92 Ca = 103,6 Ba = 111 AzO^ = 61,8 SO^ = 136,8 CQ3 = 140

SCAz = 56,6 PO^H2 =: 33,5 C-2H302 = 35 GHOi = 47 C3H50-2 = 31 C2Q4 = 126

Il est facile d’en calculer d’autres au moyen des tables donnant n et tj, pour les diverses concentrations et les diverses températures, au moyen des formules ci-dessus.

Les vitesses des ions sont des constantes physiques que l’on pourrait être tenté de rapporter à des propriétés particulières, à des énergies propres des ions. Mais il est plus simple d’admettre, comme l’a suggéré Langevin, qu’elles dépendent du frottement contre le liquide solvant, et par conséquent du volume des ions : ainsi les ions les plus rapides seraient aussi les plus petits et l’échelle de leurs vitesses correspondrait à l’échelle de leurs tailles en ordre renversé. C’est à ce titre que les vitesses des ions sont intéressantes pour le biologiste.

Les ions H et OH sont de beaucoup les plus rapides et par suite les plus petits : tandis que les vitesses des autres ions se tiennent aux environs de 50, celle de OH atteint 167 et celle de H, 325.

Des conséquences importantes résultent de ce fait : 1° L’eau est le liquide dont les molécules sont de beaucoup les plus petites, ce qui explique qu’elle passe toujours à travers les membranes (à la condition qu’elle les mouille) plus facilement que les substances qu’elle tient en solution ; 2“ Cela explique diverses particularités de l’éleCtrisation de contact dont nous allons parler plus tard.

5. Conception objective des ions. — Comment concevoir la présence d’ions libres dans la solution?

Une première objection \ient à l’esprit : si dans une solution de NaCl, il y a des Na libres, pourquoi ne décomposent-ils pas l’eau; s’il y a des Cl libres, pourquoi ne se révèlent-ils pas par leur odeur? On répond que ce qui décompose l’eau, ce n’est pas l’atome Na, mais la molécule Na-, ce qui sent le chlore, ce n’est pas l’atome Cl, mais la molécule Cl^. Les ions eux-mêmes diffèrent des atomes par leurs charges : l’ion Na est l’atome Na moins un électron négatif, en sorte qu’il garde une charge positive, et c’est pour cela qu’on le désigne par Na"^. De même, pour le chlore, l’atome est Cl, l’ion Cl—. Deux ions Na"^ ou CH se repoussant par leur charges de même signe, ne peuvent s’unir en une molécule Na^ ou CU. Ils le peuvent s’ils se déchargent au contact d’une source électrique de signe contraire, comme dans l’électrolyse; aussitôt ils repassent à l’état d’atomes, qui se combinent en molécules et leurs propriétés chimiques apparaissent. Nernst dit même expressément que les charges saturent les affinités chimiques. Tout cela cependant garde un caractère hypothétique ; aussi, nombre de bons esprits, tout en reconnaissant les immenses services rendus par la théorie des ions et la façon remarquable dont elle cadre avec de nombreux faits, doutent qu’elle corresponde à la réalité.

La conception d’un certain nombre de molécules dissociées en présence d’autres molécules restées entières est aussi peu satisfaisante, parce qu’on conçoit mal cette différence d’état entre des molé-

Cilles identiques. On échappe à cette difficulté en admettant que ce ne sont pas certaines molécules qui sont ionisées, mais que toutes se rompent de temps à autre et se reconstituent un instant après; un ion Cl~, par exemple, libre en ce moment, ayant été l’instant d’avant combiné avec un ion Na tandis qu’il sera combiné l’instant d’après avec un autre ion Na~. Il y aurait une sorte de danse incessante des ions se lâchant et se prenant en molécules, en sorte que, vu le très grand nombre des particules, le rapport de ceux qui sont libres à ceux qui sont associés reste invariable, puisqu’il dépend non du facteur temps, mais des conditions physiques de la solution et constitue le O de la solution.

6. Apjjlications à la chimie et à la physiologie. — Cela nous entraînerait trop loin de notre sujet de traiter en détail cette vaste question. Aussi ne ferons-nous qu’indiquer quelques faits pour montrer la haute importance de la théorie des ions.

Acides. — Dans une solution d’un acide AH (A étant Fanion), il y a des molécules AH, des ions A— et des ions H"^. Ce sont ces derniers qui donnent l’acidité actuelle de la solution; les H combinés en molécules AH donnent l’acidité potentielle. Si, en effet, on enlève des ions H en les saturant par les ions OH d’une base, l’équilibre se trouvant détruit, de nouveaux essaims d’H deviennent libres et passent de l’état potentiel à l’état actuel, jusqu’à ce que tous les AH aient été disso-

ciés. La notion d’acide fort et d’acide faible devient objective. Au point de vue de l’acidité totale, une molécule d’acide acétique vaut une molécule d’acide azotique, puisque l’une et l’autre sont également saturées par une molécule de base. Mais l’acide azotique a une acidité actuelle plus forte que l’acide acétique parce qu’il est plus fortement dissocié et fournit plus d’H libres à un moment donné (Cf. p. 146, note). Il résulte de là qu’un acide pur, sans eau et par conséquent non ionisé, n’a aucune acidité actuelle, même à l’état liquide : on constate en effet que SO^H^ pur ne rougit même pas le papier de tournesol. Il en est de même si l’acide est dissous dans un solvant non ionisant, comme la glycérine.

Bases. — Les mêmes faits se retrouvent avec les bases.

Poisons, médicaments^ antiseptiques. — Ici aussi l’activité est proportionnelle au nombre d’ions libres. Ainsi s’explique que les actions caustique, toxique, thérapeutique et antiseptique de Hg, par exemple, soient fortement atténuées dans l’excipient glycérine, que le chlorure d’Hg, très dissocié, soit plus actif que le bromure moins dissocié, et celui-ci plus actif que le cyanure qui l’est moins encore (sauf à tenir compte dans ce dernier cas de la toxicité surajoutée des ions Gy). L’addition de NaCl à IlgCl^ diminue son activité en abaissant la dissociation, etc., etc. La conductivité électrique, étant proportionnelle à la teneur en ions libres, mesure l’activité de la substance.