thermodynamique aux équilibres chimiques des gaz fournit la première loi, comme Horstmann le montra d’abord et après lui Gibbs, d’une façon plus détaillée et plus approfondie. Van ’t Hoff découvrit que les lois des gaz peuvent s’appliquer sans modifications aux corps dissous, si l’on considère leur pression osmotique, et cette découverte étendit d’une façon extraordinaire l’application de la théorie au lieu de ne concerner que quelques gaz, la loi d’action de masse s’étendit, dès lors, à d’innombrables corps dissous.
En même temps, on trouvait les limites dans lesquelles la loi est applicable. Puisque la déduction repose sur l’équation des gaz parfaits p v = R T, elle est sans valeur pour les états des gaz ou des solutions auxquels cette formule ne convient pas, c’est-à-dire que la loi de l’action de masse n’est valable que pour des gaz sous faible pression, et des solutions étendues, et qu’elle est d’autant plus exacte que les solutions sont plus étendues. En d’autres termes, c’est une loi-limite, comme la formule des gaz elle-même.
Cela nous fait songer à la théorie de van der Waals et à son application. Seulement, le problème est plus compliqué que dans le cas des gaz simples, puisqu’il y a un mélange de deux d’entre eux au moins, et la théorie de ces états n’est pas encore suffisamment développée, pour donner à ces questions une base sûre et simple.
