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H. VERGNE ET J. VILLEY.

moléculaire $\mathrm {M} ^{\prime }.$ On en déduit immédiatement

${\frac {\mathrm {M} }{\mathrm {M} ^{\prime }}}={\frac {m}{m^{\prime }}}{\frac {\Delta \mathrm {T} ^{\prime }}{\Delta \mathrm {T} }}$   ^[1].

29. Équilibres des solutions saturées (mélanges simples). — Après l’étude des solutions étendues, nous passons à l’autre cas extrême, celui des solutions saturées. Nous allons donc considérer l’équilibre entre une phase liquide mixte, la solution contenant les deux composants (titres pouvant varier d’une façon continue) et une phase solide pure, constituée par l’un des composants en excès.

La phase liquide mixte peut être, par exemple, une solution saturée d’un sel S, et la phase solide un dépôt de cristaux purs du sel S en excès. Ou bien encore la phase liquide mixte est un mélange de deux métaux A et B fondus ensemble ; ces deux métaux sont supposés entièrement miscibles à l’état liquide, mais non miscibles à l’état solide (c’est-à-dire ne pouvant pas donner de solution solide mixte par syncristallisation isomorphe) ; la phase solide sera alors formée par un dépôt pur de celui des deux métaux A et B qui est en excès.

Nous raisonnerons sur cet exemple de deux métaux A et B dissous l’un dans l’autre dans la phase liquide (par exemple plomb et argent), parce qu’il est particulièrement clair, les deux métaux jouant en quelque sorte le même rôle, et pouvant tour à tour être considérés comme le solvant ou le corps dissous, suivant la cencentration, c’est-à-dire suivant le titre a du corps B dans la phase liquide, qui peut, tout comme le titre $(1-\alpha )$ du corps A, prendre une valeur quelconque entre 0 et 1.

Nous avons donc deux phases^[2] en équilibre $(\varphi =2)$ et deux composants indépendants A et B $(n=2).$ La variance est $\nu =n+2-\varphi =2.$ Fixons la pression $p=p_{0}$ (ce sera, par exemple,

1. Tout ce qui a été dit dans ce paragraphe pour la solution d’un corps non électrolyte peut s’appliquer à la solution d’un électrolyte. Seulement, dans ce dernier cas, la pression osmotique $\pi =i\mathrm {RT} \sigma$ contient le facteur $i$ qui dépend du degré de dissociation en ions, et ce degré est lui-même fonction de la concentration. On pourrait alors, en théorie, se proposer d’utiliser les déplacements $\Delta \mathrm {T}$ ou $\delta \mathrm {T}$ pour mesurer le facteur $i$ et par là le degré de dissociation électrolytique dans la solution considérée. Mais, en fait, l’Électrochimie possède d’autres procédés beaucoup plus précis pour étudier le degré de dissociation.
2. Ni l’un ni l’autre des deux composants n’étant volatil, il n’y a pas de phase gazeuse appartenant au système.