propriétés augmentent beaucoup quand la solution est plus étendue. On reconnut que cette augmentation se faisait dans tous les cas suivant la même loi et que l’influence de la dilution, si on prend pour coordonnées la conductibilité et la dilution, peut être représentée par la même courbe, à condition de choisir convenablement pour chaque acide l’unité de dilution. En d’autres termes, si l’on prend deux acides ayant même conductibilité, — et il suffit pour cela de les prendre sous des dilutions convenables, — cette égalité persiste quand on étend ou concentre les deux solutions dans la même proportion. Une série particulière d’expériences montra que ces lois, établies pour la conductibilité électrique, sont applicables également à la force des acides, au sens indiqué plus haut. Cela pouvait se prévoir, comme on pouvait prévoir, en partant de la loi des volumes de Gay-Lussac, que la loi des gaz était généralement applicable (p. 75).
Toutes ces lois s’expliquèrent d’un seul coup, quand Arrhenius, en 1887, publia sa théorie de la dissociation électrolytique (p. 181). Si on considère les ions comme des corps indépendants, on peut, d’après la loi de l’action de masse, écrire la formule de l’équilibre chimique entre les ions et la partie non dissociée d’un acide. Cette formule indique toutes les propriétés trouvées expérimentalement, relatives à l’influence de la dilution sur
