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V. HENRI — LA DISSOCIATION ÉLECTROLYTIQLE ET LALCALIMTÉ DU SAN(i 



Considérons un autre exemple de l'application de 

 la loi c r, = Kc. Supposons qu'à la solution d'acide 

 ac'tique nous ajoutions une solution d'un acétate 

 quelconque, par exemple de l'acétate de soude; 

 celte solution étant fortement dissociée ainsi que 

 nous le montre la conductibilité électrique), nous 

 aurons dans cette solution des ions Na' et CH'CO". 

 En additionnant l'acétate de soude à la solution 

 d'acide acétique, nous augmentons la concentration 

 c, des ions CH'CO^'; l'équilibre entre les ions H-, 

 es ions CH'CO-' et les molécules d'acide acétique 

 est donc rompu, et, pour qu'il se rétablisse, une 

 certaine quantité d'ions H- se combineront avec des 

 ions CH'CO-' pour former des molécules non disso- 

 ciées CIPCO'H. Par conséquent, la concentration de 

 la solution en ions H- diminuera, ce qui signifie que 

 le degré d'acidité de cette solution se trouve abaissé. 

 On peut énoncer cette règle générale que Tacidité 

 dnne solution d'un acide faible sera diminuée par 

 l'addition d'un sel neutre de cet acide. L'expérience 

 est très simple à faire : prenez 100 ce. d'eau et 

 ajoutez-y .5 à 10 gouttes d'acide acétique, la solution 

 colore en rouge le méthylorange : versez dans cette 

 solution une solution d'acétate de soude neutralisé : 

 le mélhylorange virera au jaune. Si, au lieu du mé- 

 thylorange, on prend du tournesol, on le voit virer 

 du rouge au violet par l'addition de l'acétate de 

 soude; l'expérience réussit aussi bien avec n'im- 

 porte quel acide faible. Au lieu de se servir d'un 

 indicateur coloré, on peut observer une réaction se 

 produisant sous l'influence de l'acide et s'assurer 

 que cette diminution d'acidité se fait bien dans les 

 proportions exigées par la formule fondamentale 

 f,.c, = Ke. Voici, en effet, quelques nombres obtenus 

 par Arrhenius, qui déterminait la vitesse d'inver- 

 sion du saccharose par différents acides et les mo- 

 difications de cette vitesse par l'addition de diffé- 

 rents sels neutres : 



VITESSE D'INVRRSION 



observée calculée 

 CH'Cf l'H 0.2:; normale ojo ~ 



— -f-Cll'CO=.\"aO,Ul 20 normal. 0,122 0,129 



— -f — . 0,025 — . 0,070 o,o-;o 



— + — 0,05 — . 0,040 0,038 



— -f- — 0.125 — . 0,019 o.on 



— -f- — 0.J5 — . 0,0105 0,0100 



On voil donc que l'addition de l'acétate de soude 

 en quantité équivalente à celle de l'acide acétique 

 fait baisser l'acidité de la solution de T.ï fois, et les 

 vitesses calculées d'après la formule précédente 

 correspondent bien aux vitesses observées. Voici 

 encore un exemple pour l'acide formique : 



Dans ce cas, l'acidité se trouve donc diminuée de 

 vingt-cinq fois par l'addition d'une quantité équi- 

 moléculaire de formiate de soude. 



Un raisonnement identique, appliqué à une base 

 faible telle que l'ammoniaque, montre que l'addi- 

 tion d'un sel de cette base diminue le degré d'alca- 

 linité de la solution de base. En efTet, dans une 

 solution d'ammoniaque, nous avons des ions OH' 

 en concentration c,, des ions.VzH'- en concentration 

 c, et des molécules non dissociées AzH'OH en 

 concentration c; la relation e,.c, = Kc montre 

 que, si nous augmentons c, en ajoutant un ?i'l 

 d'ammoniaque, par exemple du cUlorhydrat'- 

 d'ammoniaque, e, devra diminuer; il y aura forma- 

 tion de molécules d'ammoniaque non dissociées et 

 le degré d'alcalinité de la solution sera abaissé. 11 

 est facile de diminuer ainsi le degré d'alcaliniti- 

 d'une solution d'ammoniaque de plus de cent foi- 

 par l'addition d'un sel neutre d'ammoniaque. L'i\- 

 périence est très simple : mettez 3 gouttes d'ammo- 

 niaque dans 100 centimètres cubes d'eau et colore/. 

 en rouge par la phénolphtaléine, puis ajoutez une 

 solution concentrée de chlorhydrate d'ammoniaqut- 

 bien neutre; la liqueur rouge deviendra incolori-. 

 L'expérience réussit avec toute base faible, par 

 exemple la benzylamine et le chlorhydrate de 

 benzylamine. 



Les faits précédents conduisent donc à cette 

 règle générale que T acidité d'un acide faillie on 

 ïalcalinité d'une base faible se trouvera diminii' i- 

 par f addition d'un sel neutre du même ar-ide ou il-' 

 la même base; ce résultat général ne pouvait pa- 

 être prévu et expliqué par des considérations de la 

 Chimie classique, et c'est la théorie des ions qui a 

 permis de l'établir. 



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Dans la plupart des liquides de l'organisme, l'aci- 

 dité ou l'alcalinité sont dues à des acides ou des 

 bases faibles, tels que les acides phosphorique, car- 

 bonique, lactique et l'ammoniaque, de sorte que 

 les considérations précédentes trouvent une appli- 

 cation directe dans l'étude de la réaction de ce- 

 liquides. Et même, dans un grand nombre de i a- 

 les acides et les bases sont tellement faibles que e. - 

 considérations ne suffisent pas pour rendre comiile 

 des différentes réactions chimiques des liquide? : 

 c'est précisément le cas qui se présente dans Tétuile 

 du sang, qui contient beaucoup de sels, dont la 

 majeure partie est formée par le carbonate, le bicar- 

 bonate et le phosphate de soude. C'est surtout à 

 la quantité de ces dififérents sels que doit être 

 attribuée la réaction alcaline du sangi Pour com- 

 prendre cette alcalinité, il nous est indispensable 

 de dire quelques mots sur un phénomène très 

 fréquent, celui de l'hydrolyse. 



