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par le point 35,10 (où le H^O^ serait nul), tend à couper 

 l'axe en un point distant de l'origine de 28,50. C'est là 

 que la réaction peut donc être regardée comme arrêtée. 

 Or, 3o,10 — 28,50 = 6,60 nous représentera etTective- 

 ment le pour cent, ou la masse relative, de H^O^ qui n'est 

 plus détruit qu'avec une lenteur extrême, par la propor- 

 tion du chlorure ferrique employée. Cette expérience 

 prouve que la vitesse de décomposition d'une solution 

 de H-O- par le chlorure ferrique n'est pas proportionnelle 

 jusqu'à la fin à la quantité de H^O^ en jeu. En un mol, 

 ce n'est pas le sel lui-même qui agit, mais hien les produits 

 de sa réaction chimique avec le peroxyde d'hydrogène. 



La question de savoir ce qui se passe lorsque le per- 

 oxyde d'hydrogène réagit avec un sel pour mettre son acide 

 en liberté, ne peut encore être résolue à présent. Des 

 expériences complémentaires sont d'autant plus néces- 

 saires que le problème touche de près à la constitution 

 des solutions elles-mêmes. 



En effet, si véritablement un sel se trouve ionisé dans 

 j-a solution, il n'est pas impossible que les ions réagissent 

 avec le peroxyde d'hydrogène. On aurait alors un processus 

 bien différent du cas où le sel conserverait sa structure 

 intégrale. 



Si nous supposons l'ionisation de KCI, par exemple, 

 nous pourrons écrire : 



2KCI = 2K -+- 2C1, 

 puis 



2K -+- H-0- = 2K0H 

 et 



m H- H^0*=2HC1 + 0*; 



