EXPERIMENTALE ET THEORIQUE ETC. 
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plus d'eau. Il me semblait donc fort probable qu'à des tem- 
pératures au-dessous du point de fusion d'un sel hydraté, 
l'hydrate pourrait être en équilibre avec des dissolutions 
contenant plus de sel anhydre, aussi bien qu'avec celles qui 
contiennent une plus grande quantité d'eau. 
De telles dissolutions n'avaient pas encore été observées. 
Pour la plupart des sels hydratés le point de fusion ne peut 
pas même être atteint, parce qu'auparavant le sel se dédouble 
en un sel moins hydraté et une solution plus hydratée. Dans 
ce cas, on ne peut guère espérer que des dissolutions, con- 
tenant plus de sel anhydre que l'hydrate fondu, puissent 
exister. Pour les hydrates dont le point de fusion peut être 
atteint sans décomposition, la solubilité n'a pas été déterminée 
d'ordinaire avec assez de précision dans le voisinage de ce 
point; et parce qu'on ne s'attendait pas à rencontrer les 
dissolutions susdites, on n'avait pas l'idée de les rechercher. 
L'hydrate CaCl^ . QH^O m'a permis maintenant de démon- 
trer leur existence. J'ai préparé des solutions contenant une 
plus grande quantité de CaCl.^ que l'hydrate à QH^O, en 
chauffant ces cristaux au-dessous de leur point de fusion 
jusqu'à ce qu'une quantité assez grande d'eau fût vaporisée. 
Si l'on refroidit de telles solutions et que leur concentration 
ne soit pas trop grande, on atteint un peu au-dessous de 30°,2 
une température à laquelle un cristal de CaCl^ .QH^O^ semé 
dans le liquide, ne disparaît pas, mais y produit une cris- 
tallisation de cet hydrate, en quantité d'autant plus grande 
qu'on abaisse davantage la température. La concentration du 
liquide augmente donc à mesure qu'on s'éloigne du point 
de fusion. J'ai pu en déterminer les valeurs pour trois tempé- 
ratures : 
t 
S 
290.8 
290.2 
107.5 
109.6 
112.8 
