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Donc, si la formule (i) est exacte, il en résulte une méthode très pra- 

 tique de mesure des dififérences de potentiel entre électrolvtes de même 

 concentrations moléculaires et de même anion. Nous l'avons appliquée 

 à un certain nombre de couples d'électrolytes à anion bivalent et cation 

 univalent. 



Les résultats sont indiqués dans le Tableau suivant ; 



Couples. 



^so^tp lTVSO^K^ 



^SO^i^ |JLSO*N.V^ 

 -j^SO^Na^l^SO^K-. 



Les résultats des colonnes III et IV présentent une différence notable en 

 ce qui concerne les trois premiers couples. Mais, si l'on tient compte de ce 

 que le rapport S du nombre de molécules dissociées au nombre total des 

 mplécules n'a pas la même valeur dans la solution sulfurique et dans 

 la solution sulfatée (S, =o,56, ^, = 0,70), et si l'on fait alors inter- 



^ — SU<H- — sulfal" ' ^ 



10 10 



venir les concentrations en ions, le calcul donne pour la force électrorao- 

 trice des trois piles les valeurs indiquées dans la colonne V, assez peu 

 différentes, comme on le voit, des forces électromotrices observées. 



II. Sur ce point nous nous trouvons en désaccord avec M. Negbaur, qui 

 donne les résultats suivants en ce qui concerne quelques différences de 

 potentiel du contact à iS** : 



E 



observé. 



SO^H2|SO*Na2 o'^oiSS 



SO^H^jsO^Zn o,oi52 



S0^H2|S0^Cu 0,0145 



SO^H^ISO^Mii 0,0180 



Negbaur paraît avoir étendu simplement la formule 



ciilculé. 



V 



0,01 52 

 0,0162 

 0,0162 

 o,oi56 



!û.. 



?!= - 



RT u, 



— loa — 

 P ' "2 



<'-2 



établie par Planck pour les électrolytes binaires formés d'ions de même valence />, au 

 cas d'électrolytes quelconques, ce qui ne semble pas correct dans le cas général. Nous 



