tionnel i, et avait écrit pour eux l’équation de la pression osmotique sous la forme p v = i RT.
Arrhenius montra que ce coefficient fatal i se présente pour toutes les solutions qui conduisent le courant électrique et sont des électrolytes, et ne se présente que pour elles. Toutes les contradictions s’expliquent d’un coup si l’on admet que, dans ces solutions, les sels ne restent pas à l’état de sels, mais qu’ils se dissocient en ions, quand la dilution augmente. Dans une solution qui contient une molécule ou 74,5 grammes de chlorure de potassium, il n’y a pas une molécule mais bien deux molécules de substance dissoute en solution étendue, quand tout le sel est dissocié en ions, chlore et potassium ; il en résulte que la pression osmotique est le double de celle que donnerait le calcul dans l’hypothèse de la non-dissociation du sel. Il en est de même pour les modifications concomitantes du point de fusion et du point d’ébullition. Dans les solutions moins étendues, la dissociation est incomplète, et les écarts plus petits. Les sels du type du sulfate de potassium K2 SO4 se dissocient en trois molécules ions K2 et SO4 et donnent à la limite une valeur triple. Bref, si l’on admet la doctrine de la dissociation électrolytique toutes les contradictions apparentes de la théorie osmotique s’évanouissent et se transforment en autant de confirmations de ces deux théories.
