if

double de K est donc égal à Tinverse du Aolume, c'est-à-dire à la concentration pour laquelle la moitié de Télectrolyte est dissociée (*).

La constante de dissociation a une grande importance en chimie. Elle peut servir de mesure à ^<2/yf/^^Ve, c'està-dire au pouvoir des éléments de produire une action chimique, dans toutes les réactions où interviennent les acides, les bases ou les sels (voir les applications de cette formule : Note I, à la fin du volume).

D'après Van't IIofF (^), la formule de la constante de dissociation doit être modifiée pour les bases fortes, les acides forts et les sels, et remplacée par la formule empirique :

!Jl'

Bien que cette relation se vérifie dans beaucoup de cas, il ne convient pas en l'absence de toute base théorique de lui attribuer une grande généralité.

La formule de la constante de dissociation sous la forme (3) ou sous la forme (4) ne s'applique ni aux acides polybasiques, ni aux bases polyacides, ni aux ,

sels dont un des radicaux (acide ou basique), ou dont ;

les deux radicaux sont plurivalents, lorsque ces corps j

sont trop fortement dissociés. En effet, un acide bibasique, par exemple (RnH"), pourra, pour une dissociation ^

avancée, se dissocier non plus seulement en deux .^

ions RiiII et H, mais en trois ions Ru, H et H. On a :

(l) OSTWALD, LOC. cit., p. 418-421, 429-446.

(2) Van' T.Hoff. Zeit. f. phys. chem., XIX, i3-i9 {iBijG).

alors affaire à un équilibre autrement complexe que lorsqu'il n'y a que deux éléments en présence, c'està-dire lorsque la loi de Guldberg et Waage peut s'appliquer.

On trouvera à la fin du volume (Note II) une autre application de la loi de Guldberg et Waage, relative aux équilibres dans les électrolytes entre les ions et les éléments non dissociés.