couche de platine pulvérurent. Ce procédé physique a du bon; on y a recours en pratique et il vaut mieux que le procédé mécanique du nettoyage à la brosse : il améliore l'élément voltaïque, mais il ne le rend point parfait.

L'idéal serait de dissoudre les dépôts à mesure qu'ils se forment en engageant la substance nuisible dans une combinaison qui opère, d'une manière continue, le nettoyage chimique de la plaque positive. C'est la voie indiquée par Becquerel. En réalité, la substance nuisible. est l'hydrogène; les liquides dépolarisants, destinés à le saisir au moment de sa formation et à le retenir captif, sont le plus souvent le sulfate de cuivre, l'acide nitrique, l'acide chromique; le moyen le plus simple que l'on emploie pour empêcher le liquide excitateur et le liquide dépolarisant de se mélanger, sans supprimer leur contact, est de les séparer par une paroi poreuse. Les piles constantes à deux liquides réalisent ces conditions. Leur nombre est considérable; et le choix qu'il convient de faire entre elles, dans un cas particulier, dépend de l'usage spécial que l'on a en vue. Nous ne les décrirons pas; il nous suffit d'en avoir indiqué le principe et d'en montrer l'application dans un exemple.

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Dans l'élément ordinaire, cuivre - eau acidulée-zinc, la réaction qui s'opère est celle-ci : le radical SO, de l'acide sulfurique H2SO, ronge le zinc, pour former du sulfate de zinc qui se dissout dans le vase; l'hydrogène H, se porte sur le cuivre, y adhère et tend à polariser l'élément. Séparons le vase en deux compartiments par une cloison perméable; plaçons dans la première l'eau acidulée et la lame de zinc, et dans la seconde une solution de sulfate de cuivre et la lame de cuivre. L'acide sulfurique H2SO, se décompose comme tantôt; le radical SO, se précipite sur le zinc et le brûle; mais l'hydrogène H2, mis en liberté, en cheminant vers la lame de cuivre, rencontre dans les pores de la paroi perméable le radical SO, provenant de la décomposition simultanée du sulfate de cuivre CuSO;

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il s'unit à ce radical pour régénérer l'acide sulfurique H.SO, du premier compartiment, pendant que le cuivre se dépose, dans le second, sur la lame de cuivre. Les deux métaux, zinc et cuivre, restent donc seuls en présence; la polarisation est évitée; l'eau acidulée maintient son titre, mais au détriment de la solution de sulfate de cuivre qui s'appauvrit; la lame de zinc se ronge, et tout ce qu'elle perd passe dans la solution de sulfate de zinc; la lame de cuivre, au contraire, se recouvre d'un dépôt de cuivre. Le courant reste constant, mais l'élément finit par s'épuiser.

Supposons qu'il le soit; que faire pour le régénérer? Remplacer la lame de zinc et renouveler les liquides? Le moyen est évidemment infaillible; mais ne pourrait-on pas forcer la lame de cuivre à se dissoudre à son tour, en reconstituant le sulfate de cuivre, et le sulfate de zinc à refaire la lame de zinc, en nous rendant l'eau acidulée? L'élément s'est épuisé en nous fournissant l'énergie électrique, ne pourrions-nous le régénérer en lui rendant ce qu'il nous a donné?

De fait, si nous réunissons la lame de cuivre de l'élément épuisé à la lame de zinc d'un élément frais, et inversement, le courant du nouvel élément en traversant l'ancien défait, l'expérience le montre, le travail chimique accompli tout à l'heure : le sulfate de zinc est réduit et le métal se dépose sur la lame de zinc, tandis que le cuivre rentre en solution à l'état de sulfate de cuivre; l'élément est régénéré. C'est un nouvel aspect du phénomène de polarisation; beaucoup de couples sont de la sorte réversibles, et l'on conçoit qu'il puisse être plus avantageux ou plus commode, dans bien des cas, de régénérer les éléments constitutifs d'une pile en utilisant une source économique d'énergie plutôt qu'en remplaçant ses métaux et ses liquides.

Ce fait d'expérience trouvera son développement dans l'étude quantitative des propriétés du courant, que nous pouvons aborder maintenant que nous disposons de piles constantes.

VI

L'année même de la découverte de la pile, Carlisle et Nicholson, en essayant de faire passer le courant à travers l'eau acidulée, constatèrent le dégagement, aux deux extrémités du conducteur, de petites bulles de gaz qui étaient de l'hydrogène et de l'oxygène ils pensèrent avoir décomposé l'eau (1).

En 1808, Davy lança le courant d'une pile puissante à travers un bloc de potasse, et en retira un métal nouveau qu'il nomma le potassium.

Ces faits ne restèrent pas isolés, et on fut bientôt amené à partager les conducteurs du courant électrique en deux classes ceux qui le conduisent sans se décomposer, et ceux qui se décomposent sur son passage. Ce sont les composés chimiques dissous ou fondus qui forment cette seconde catégorie. La plupart des liquides à l'état de pureté barrent la route à l'électricité, ou n'en subissent que très difficilement l'atteinte tels sont l'alcool, l'acide chlorhydrique liquéfié, l'eau chimiquement pure, etc.

C'est à Faraday que l'on doit la terminologie et les lois de cette partie de la science. Il donna le nom d'électrolyse à cette décomposition des corps par le courant, celui d'électrolyte au corps décomposé, et celui d'électrodes aux deux conducteurs métalliques sur lesquels apparaissent les produits de la décomposition. Ceux-ci reçurent de Faraday le nom générique d'ions. L'ion qui remonte le courant se nomme l'anion: il se porte sur l'électrode positive qui prend le nom d'anode; l'ion qui suit le

(1) En réalité, le courant décompose l'acide H2SO4; H2 se porte à l'un des bouts du conducteur; SO, se décompose en anhydride sulfurique SO3, et en oxygène O. SO3 réagit sur l'eau H2O et reconstitue l'acide sulfurique H2SO4, pendant que l'oxygène O se dégage à l'autre bout du conducteur. Le résultat final est donc le même que si l'eau seule avait été décomposée, et si la présence de l'acide n'avait eu d'autre effet que de permettre au courant de passer, en rendant l'eau conductrice.

courant s'appelle le cathion: il se porte sur l'électrode négative ou cathode (1).

L'électrolyse des corps dissous se fait à l'aide du voltamètre : c'est une cuve qui contient l'électrolyte et dont les parois laissent passer les électrodes, que l'on prend en platine à cause de l'inaltérabilité de ce métal en présence de la plupart des autres corps. Si l'un des ions ou tous les deux sont des gaz, on coiffe les électrodes d'éprouvettes graduées destinées à les recevoir.

Intercalons un voltamètre sur le trajet d'un conducteur traversé, dans un sens déterminé, par le courant d'une pile constante: l'électrolyse se produit, nous le supposons. Si elle donne lieu seulement à une réaction chimique de formule bien déterminée, on constate que les poids de substance décomposée sont proportionnels au temps pendant lequel a lieu la décomposition, quelle que soit la position donnée au voltamètre sur le trajet du conducteur.

Toutes choses égales d'ailleurs, les poids de substance décomposée par le courant d'une pile donnée varient avec la nature du conducteur qui relie les pôles de la pile aux électrodes du voltamètre; et pour un conducteur de nature donnée, ces poids croissent quand on diminue la longueur du conducteur ou quand on augmente sa

section.

Il suit de là que la rapidité plus ou moins grande de la décomposition chimique d'un électrolyte convenable, intercalé n'importe où sur le trajet d'un conducteur déterminé parcouru par le courant d'une pile également déterminée, est une qualité caractérisque de ce courant.

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(1) Voici quelques exemples: Électrolyse des hydracides: HCl, H cathion, Cl anion; électrolyse des sels correspondants: NaCl, Na cathion, Cl anion; électrolyse des oxacides: H2SO4, H2 cathion, SO SO3 + O anion; électrolyse des oxysels : CuSO4, Cu cathion, SO SO30 anion; électrolyse des hydroxydes basiques : NaOH, Na et H cathions, O anion. Souvent le vrai résultat de l'électrolyse est masqué par des réactions secondaires : ainsi dans l'électrolyse d'une solution de NaCl, Na mis en liberté réagit sur l'eau d'après l'équation Na + H2O: NaOH+H: de l'hydrogène se dégage. Voir aussi la note précédente.

On a fait correspondre à cette qualité une quantité qui la représente, et qui a reçu le nom d'intensité chimique du courant. Le poids d'un des ions déposés par l'électrolyse d'une substance déterminée, pendant une seconde, sert à la définir numériquement. Si nous prenons, par exemple, pour unité d'intensité chimique l'intensité du courant qui dépose, en une seconde, p grammes d'argent par l'électrolyse d'un sel dissous de ce métal, le nombre qui mesurera l'intensité d'un courant quelconque rapportée à cette unité sera le quotient, par le nombre p, du nombre P qui mesure en grammes le poids d'argent déposé en une seconde, dans les mêmes conditions, par le courant à mesurer.

Un voltamètre, une montre à secondes et une balance constituent donc un intensimètre chimique des courants: on peut, à l'aide de ces appareils, comparer les courants au point de vue de leurs intensités, et attacher à chacune de celles-ci un nombre qui la représente.

Cette méthode de mesure, où l'on pèse pour ainsi dire l'intensité des courants, bénéficie des qualités de grande précision de la balance: théoriquement elle est excellente; mais elle ne peut sortir des laboratoires. Elle se recommande mal, en effet, pour les usages industriels, parce qu'il lui manque la rapidité et la simplicité nécessaires à tout procédé de mesure usuel.

Cherchons donc, parmi les autres phénomènes qui accompagnent le courant, une voie plus directe; car chacun d'eux, physique, mécanique ou chimique, peut servir de mesure.

Enlevons le voltamètre, et intercalons un galvanomètre dans le circuit l'aiguille est déviée, oscille et s'arrête dans une position déterminée, faisant avec sa position primitive un angle d. Toutes choses égales d'ailleurs, cette déviation est la même quel que soit l'endroit du circuit où l'on intercale le galvanomètre ; mais elle change avec la nature du conducteur qui relie les pôles de la pile aux bornes du galvanomètre; et pour