SY= RT

R étant une constante ayant la même valeur que la constante des gaz, soit 84.700 pour une molécule-

DISSOCIATION DES GAZ ET DES SOLUTIONS n

gramme, si le volume est exprimé en centimètres cubes et la pression en grammes par centimètre carré.

3^ Loi de Van't Iloff. — La pression osmotique est indépendante de la nature du dissolvant et du corps dissous,

4° Loi crAvogadro. — Un même volume d' une dissolution quelconque, à la même température et à la même pression osmotique^ contient le même nombre de molécules ,

De même que les gaz, au voisinage de leur point de liquéfaction, les solutions concentrées ne suivent pas exactement ces lois.

Dissociation des gaz et dissociation des solutions. — Un certain nombre de corps, une fois réduits à Tétat de vapeur ou de gaz, se décomposent, en partie ou en totalité; on dit qu'il y a dissociation. Dans ces conditions, une masse déterminée de ces gaz comporte un nombre d'éléments supérieur à celui qui est indiqué parle nombre de leurs molécules ; il en résulte des pressions supérieures à celles qu'indiquent les lois des gaz.

Un grand nombre de solutions, notamment les solutions aqueuses des acides, des bases et des sels, offrent également des pressions osmotiques trop fortes, ainsi que des abaissements dans leurs points de congélation et des élévations dans leurs points d'ébullition qui sont anormaux. C'est ce qui a conduit Arriiénius à supposer que ces corps étaient, au moins en partie, décomposés en éléments au sein de leui^ solutions, c'est-à-dire dissociés. Fait tout à fait remarquable, ces anomalies se rencontrent ex<^lusivement dans les solutions qui conduisent l'électricité, et l'on sait que les solutions qui conduisent l'électricité sont toutes décomposal)les par le courant électrique ; on les appelle des électrolytes.

la PROPRIETES DES SOLUriOSS

Ainsi, les solutions constituant des électrolytes sont les seules solutions pour lesquelles l'application des lois osmotiques de Van't Hoff indique un état de dissociation. La dissociation des éléments dissous, ne se rencontrant que chez les électrolytes, a été di^^elée dissociation électroly tique,

La dissociation se mesure par le degré de dissociation ; c'est pour un même volume, le rapport de la masse des molécules dissociées à la masse totale des molécules dissociées et non dissociées, ou ce qui revient au môme, c'est pour un même volume le rapport du nombre N des molécules dissociées au nombre ÎN' des molécules primitivement dissoutes :

On peut encore définir la degré de dissociation delà façon suivante : c'est le rapport du nombre 95 des éléments dissociés au nombre 95' des éléments qui seraient dissociés si la dissociation était complète :

Si Ton dissout dans un volume donné N molécules d'un corps dissociable, il y aura N S molécules dissociées et N (i — 3) molécules non dissociées. Soit z le nombre d'éléments formés par chaque molécule dissociée, il y en aura en tout N ^ 3. Le nombre total des éléments dans le volume considéré sera donc N 2 3 -|i\ (i —3).

La pression osmotique sera donc produite, dans le cas des électrolytes, non pas par N particules mais par N ^ 3 -|- N (i — 3) particules ; aussi faut-il multiplier la pression osmotique^ les écarts de congélation et d*ébul^

DISSOCIATION DES GAZ ET DES SOLUTIONS i3

litioii^ calculées dans Vhypothèse de N molécules dissoutes^ par le facteur :

La vérification de cette loi par Texpérience sera traitée plus loin (p. 33).

Dans le cas d'un corps non dissocié : o = o et t = i.

Dans le cas d'un corps dont toutes les molécules sont dissociées en 2 ions : = i, 2 = 2 et t == 2.

Dans le cas d'un corps dont toutes les molécules sont

dissociées en 3, 4, 5... ions : i=3, 4, 5--

II faut remarquer que la valeur de i ne change pas seulement avec la concentration, mais encore avec la température.

Dans tout électrolyte^ la dissociation crottavec la dilution jusquà ce que cette dissociation soit arrivée à être complète.

Prenons, par exemple, une solution aqueuse de chlorure de sodium, pas trop diluée ; elle contient des molécules de chlorure de sodium non dissociées, en même temps que des molécules de chlorure de sodium dissociées en leurs ions, chlore et sodium. Si nous éten dons la solution, le nombre des éléments dissociés croîtra; et, avec une dilution suffisante, nous n'aurons plus que des ions chlore et des ions sodium en solution. A partir de ce moment une nouvelle addition d'eau ne pourra plus provoquer de dissociation.

Les lois de Van't Hoff s'appliquent parfaitement aux électrolytes, à la condition de faire dépendre la pression osmotique, non pas du nombre des molécules dissoutes, mais du nombre total d'éléments dissociés et non dissociés. Dans une solution de chlorure de sodium par exemple, suffisamment étendue pour que toutes les

PROPRIETES DES SOLUTIOyS

molécules Na Cl soient dissociées, la pression osmotique est double de celle que l'on calculerait en supposant que les molécules Na Cl ne sont pas dissociées. L'expérience confirme exactement tous ces points.

Nous indiquons dans le tableau suivant les valeurs du degré de dissociation pour quelques sels à différentes concentrations à la température de i8^(^). Nous séparons par un point les deux ions du sel.

Ta b l e a. u I

Variation des degrés de dissociation avec la concentration.