\. HENRI — L\ DISSOCIATION ÉLECTROLYTIQUE ET LALCALIMTÉ DU SANG 331 



L'eau pure H-0 peut être considérée comme très 

 faiblement dissociée en ions H- et OH': cette disso- 

 ciation est extrêmement faible, elle a été déduite 

 de différentes mesures indépendantes les unes des 

 autres (conductibilité électrique, vitesses de réac- 

 tion, forces électromotrices de piles à gaz), et on 

 trouve qu'il y a environ un gramme-molécule d'eau 

 dissocié dans un volume égal à dix millions de 

 litres. Si nous mettons dans l'eau un sel de formule 

 MR d'un acide très faible, c'est-à-dire d'un acide RH 

 qui est très faiblement dissocié, nous aurons dans 

 la solution des ions M- et R' qui se trouveront en 

 présence des ions H- et OH' de l'eau ; puisque 

 l'acide RH est très faible, une certaine proportion 

 des ions R' se combinera avec des ions H- de l'eau 

 pour former les molécules non dissociées RH. Les 

 ions hydrogène de l'eau étaient en équilibre avec 

 une quantité équivalente d'ions OH'; donc, une 

 certaine quantité de ces ions H- disparaissant, il y 

 aura formation d'une nouvelle quantité d'ions OH', 

 jusqu'à ce que l'équilibre s'établisse entre les 

 composantes RH. R', H-, OH' et H'O : dans cet 

 équilibre, les ions hydrogène se trouvent partagés 

 entre l'acide et l'eau: il en résulte donc que la 

 solution contiendra un excès d'ions OH': elle aura 

 donc, par définition, une réaction alcaline. Le 

 résultat auquel nous arrivons est donc qu'/i/ie solu- 

 tion d'un sel d'acide très faible a une réaction 

 alcaline ; ce phénomène porte le nom d'hydrolyse. 



Un raisonnement analogue montre qu'une solu- 

 tion d'un sel de Lase très faible a une réaction 

 :>ride. 



Non seulement nous pouvons ainsi expliquer la 

 réaction d'une solution de sel d'acide ou de base 

 laible, mais, en appliquant la formule fondamen- 

 tale c,c, ^Kc, nous pouvons calculer quantilati- 

 vement le degré d'alcalinité ou d'acidilé^de la so- 

 lution hydrolysée; nous ne nous arrêterons pas 

 sur ce calcul; passons à l'étude des'sels qui inter- 

 viennent dans l'alcalinité du sang. 



Le carbonate de soude est assez fortement dis- 

 socié dans l'eau; on a, dans une solution, des ions 

 Na-, des ions HCO", des ions CO", et des molécules 

 non dissociées Na'CO' et NaHCÛ'; l'acide carbo- 

 nique, dont la formule doit être K'CO% étant un 

 acide très faible, par conséquent très peu dissocié, 

 les ions HCO"" et les ions CO^". se trouvant en face 

 d'ions hydrogène de l'eau , se combineront en 

 partie avec ces ions pour donner des molécules 

 non dissociées H"CO'; un certain état d'équilibre 

 s établira entre les composantes suivantes : 



XaHCO», ^■a=CO^ Na-, HCO", CO^", H-CO'. H-, iiH'. H=0. 



Dans ce système, les ions H- sont partagés 

 entre H'CO' et l'eau; donc nous aurons un excès 

 d'ions OH', c'est-à-dire la solution aura une réac- 



tion alcaline. L'alcalinité de cette solution augmen- 

 tera avec la concentration du carbonate de soude, 

 mais il n'y aura pas de proportionnalité entre la 

 quantité de carbonate de soude qui se trouve dans 

 la solution et la quantité d'ions OH' en excès dans 

 cette solution; ce manque de proportionnalité pro- 

 vient de ce que la dissociation du carbonate de soude 

 change avec la concentration. Soit une solution de 

 carbonate contenant n OH'; en diluant cette solu- 

 tion deux fois, on dilue les ions OH' préexistants. 

 Mais de nouvelles molécules de Na-CO' s'étant dis- 

 sociées, de nouveaux ions CO^" ont apparu, et 

 comme l'alcalinité ouïe nombre d'ions OH' dépend 

 du nombre d'ions CO'", on conçoit qu'à la suite de 

 la dilution de deux fois, on aura dans l'unité de 



volume g -H -Y ions OH', c'est-à-dire que l'alcalinité 



aura baissé moins de deux fois. Shields a étudié 

 quantitativement ces variations d'alcalinité des 

 solutions hydrolysées; voici les valeurs qui se 

 rapportent au carbonate de soude : 



Na-CiiMi.l9 normale. 



— 0.091 — . 



— 0.0177 — . 



— 0.0238 — . 



2,12 ", „ hydrolyse. 

 o,n '— 



Ce résultat nous montre que, en diluant une 

 solution de carbonate dix fois, on ne diminue pas 

 l'alcalinité de cette solution de dix fois, mais en- 

 viron de trois fois. Il en résulte une conclusion 

 pratique : on peut être induit en erreur lorsque 

 l'on fera une titration de l'alcalinité d'une solution 

 de carbonate après l'avoir diluée avec de l'eau. 

 Hamburger* avait remarqué que, si l'on neutralise 

 d'une part un centimètre cube d'une solution demi- 

 normale de Na'CO', et d'autre part un centimètre 

 cube de la même solution dilué à 10 centimètres 

 cubes par l'eau, on trouve que, dans le second cas, 

 il faut plus d'acide que dans le premier, résultat 

 conforme aux considérations précédentes ; l'expli- 

 cation que Hamburger donne de ce phénomène 

 nous semble incomplète, mais nous ne nous y arrê- 

 terons pas. 



IV 



Les conditions qui peuvent influer sur la concen- 

 tration des ions OH', c'est-à-dire sur l'alcalinité 

 d'une solution de carbonate de soude, sont très 

 nombreuses; nous pouvons dire, d'une manière 

 générale, que tout facteur qui influencera soit le 

 degré de dissociation du carbonate de soude, soil 

 la concentration des ions sodium ou des ions HCO'' 

 et CO'", soit enfin la dissociation de l'eau, produira 

 une modification du degré d'alcalinité de la solu- 

 tion. Le nombre de ces différents facteurs est très 



Di Bois-ilAVMOND : Arrb. f. Pl.ysiologiv. 1S9S. p. 3 et 4. 



