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21 Février 1916

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Mesdames, Messieurs.

Je vais vous rappeler en deux mets ce que nous avons vu dans la dernière conférence afin d’aborder tout de suite la l’application de l‘électro-chimie.

Nous avons vu quelles sont les conditions, pour qu’un corps dissous soit conducteur; les conducteurs, c'est-à-dire les électrolytes, acides, bases ou sels ne deviennent conducteurs vraiment que dans l’eau, en dissolution . Un sel dissous dans l’alcool n’est pas conducteur, un sel dissous dans l’eau conduit l’électricité^; nous l’avons démontré par l'hypothèse de la dissociation en ion*

Le sel se fragmente et ces fragments portent des charges électriques égales et opposées. La dissolution se trouve ainsi OA Spprédisposée à laisser passer le courant; les ions positifs ose rendent vers l’électrode négative, vers le pôle négatif, et les ions négatifs se rendent à l’autre pôle.

Les charges libérées des électrodes peuvent être mesurées: elles sont proportionnelles au nombre d’équivalents des corps en présence.

Ainsi l’électrolyte dissous dans l’eau se dissocie en ions porteurs de charge

Naci donne Na+ et ci-

so“Na2 = Na+ Na+ et so- reste d’acide -

Chaque ion porte une charge proportionnelle à sa valence.

La loi de Faraday s’exprime ainsi; elle régit la quan-tité de matières libérées aux électrodes.

96.550 calories , c ‘est-à-dire 96.550 ampères-seconde dans l'électrolyse, correspondent à une valence gramme libérée,

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