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que dans les années où les mouches sont plus abondantes, c'est-à-dire après que les débordements hivernaux ont été importants, les animaux qui présentent des verrues sont particulièrement nombreux. La rareté de l'affection sur les bovins en stabulation constante; son siège dans les régions du corps plus habituellement piquées par les insectes; sa fréquence en rapport avec la pullulation des mouches sont les principaux faits qui me paraissent justifier l'hypothèse émise sur son étiologie. Il reste évidemment pour donner une valeur scientifique à cette hypothèse : 1° à rechercher quel est l'insecte piqueur (peut-être une Simulie); 2° à trouver sur cet
l'insecte piqueur (peut-être une Simulie); 2° à trouver sur cet insecte l'agent inoculé (bacterium porri ou autre) ; 3° à déterminer l'origine de cet agent; 4° à démontrer son rôle. Sur un cas de spirocercose canine Par M. LEDOUX, vétérinaire-major à Constantine. Le 8 mars, une chienne fox terrier de petite race : chienne d'appartement particulièrement choyée, nous est présentée avec les symptômes suivants, dont le début remonte, nous dit-on, au mois de décembre : Amaigrissement progressif, lent; toux fréquente; appétit conservé, mais vomissements presque constants, après l'ingestion d'aliments solides; pas de stomatite ni de gingivite; température normale. L'animal est
pas de stomatite ni de gingivite; température normale. L'animal est très vif et très gai. Nous posons le diagnostic de gastrite simple, et prescrivons le traitement approprié : purgation, diète, eau de Vals; aliments liquides et de facile digestion administrés par doses fractionnées. Au bout de douze jours de traitement, l'animal nous est présenté à nouveau. Aucune amélioration n'est constatée dans son état. La symptomatologie s'est au contraire aggravée. L'amaigrissement s'accentue; les vomissements sont plus fréquents. Le malade reste cependant gai et turbulent. Les commémoratifs sont les suivants : la propriétaire de l'animal habite une vieille maison, dans une rue
propriétaire de l'animal habite une vieille maison, dans une rue étroite, sans soleil, et partant très humide. Les Blattes y sont nombreuses, et le petit animal ne dédaigne pas de s'amuser avec. Pas de tuberculeux dans l'entourage. La chienne a des habitudes très régulières, et une alimentation très surveillée. L'auscultation et la percussion ne donnent rien. Le pouls est tendu, les battements du cœur arythmiques et tumultueux : troubles que nous imputons à l'état de faiblesse du malade. Quoi qu'il en soit, nous pratiquons le 20 mars une injection sous-cutanée de 2 centigrammes de tuberculine. Devant le résultat catégoriquement négatif
de 2 centigrammes de tuberculine. Devant le résultat catégoriquement négatif de l'épreuve, nous posons le diagnostic : obstruction œsophagienne par spirocercose, et conseillons l'abattage. La propriétaire, gardant malgré tout quelque espoir d'amélioration, traite encore son chien jusqu'au 15 avril, jour où le petit animal, toujours gai et bien vivant, nous est ramené pour être sacrifié. La malade est squelettique; elle mange avec avidité tout ce qu'on lui présente, mais elle rend immédiatement tout ce qu'elle vient d'ingérer. L'animal est abattu par une injection intrapleurale de strychnine. Autopsie. — Le cadavre, ouvert sur toute la longueur de la ligne médiane et
ouvert sur toute la longueur de la ligne médiane et le poumon gauche réséqué, on trouve un œsophage extrêmement dilaté en tous sens, mou, flexueux, dont la tunicute musculaire a perdu toute tonicité. A la base de son parcours intrathoracique et reposant sur le diaphragme, un kyste à coque fibreuse épaisse, obstrue presque totalement la lumière du conduit. A ce niveau s'est formé un véritable jabot œsophagien, tendant à suppléer l'estomac presque obstrué. Immédiatement en dessous, en effet, l'œsophage réduit à son volume normal est littéralement étranglé dans le trou diaphragmatique. Dans le fond du sac gauche de l'estomac, on
diaphragmatique. Dans le fond du sac gauche de l'estomac, on trouve un deuxième kyste, de consistance et de volume (petite noisette), analogue au premier. L'un et l'autre contiennent respectivement 8 et 6 « spiroptères ensanglantés » adultes. Enfin, l'aorte, dure, épaissie, sclérosée, présente en sa partie abdominale, et surtout au niveau de sa quadrifurcation, un véritable chapelet de nodulés fibreux du volume et de la forme d'une lentille, boursouflant sur ses deux faces la paroi du vaisseau. Cette observation nous a paru intéressante à plusieurs titres : 1° La rareté relative de l'affection dans la contrée; 2° L'existence du kyste
relative de l'affection dans la contrée; 2° L'existence du kyste et du jabot œsophagien dans la région thoracique, provoquant la toux par compression du poumon; 3° L'artério-sclérose consécutive à la pullulation du parasite, origine des troubles cardiaques imputés à tort à l'état d'anémie du sujet. ACTUALITÉS SCIENTIFIQUES Principes fondamentaux des méthodes nouvelles de mesure de la réaction des milieux biologiques Par M. A. TAPERNOUX, chef de travaux. Depuis la fin du siècle dernier l'étude de l'ionisation et en particulier de la concentration en ions des solutions a permis d'envisager sous un jour nouveau que nous allons exposer la réaction des
un jour nouveau que nous allons exposer la réaction des milieux, et en particulier les notions d'acidité et d'alcalinité. Les réactions chimiques que nous observons peuvent être rangées en deux grands groupes : 1° Dans les une les espèces chimiques réagissent les uns sur les autres directement sans l'interposition d'un milieu qui n'intervient pas directement dans la réaction. Exemple : C + O2 = CO2 solide + gaz = gaz CO2 + CaO = CaCO3 solide = solide + gaz, etc... 2° Dans les autres et ce sont les plus nombreuses en même temps que les plus importantes pour le
nombreuses en même temps que les plus importantes pour le biologiste, les réactions se passent au sein d'un solvant qui généralement (et toujours pour les phénomènes de la vie) est un milieu aqueux. On sait que les solutions aqueuses soumises à l'action du courant électrique se partagent en deux catégories : 1° Les unes se laissent traverser par le courant (Davy) et les corps qui les fournissent ont reçu le nom d’électrolytes (Faraday). Parmi ceux-ci nous trouvons les acides, les bases et les sels; 2° Les autres arrêtent le courant et les substances qui les forment ont reçu, par opposition
et les substances qui les forment ont reçu, par opposition aux précédentes, la dénomination de non électrolytes. Nous signalerons parmi ces dernières un grand nombre de corps organiques (sucres, urée, etc...). On admet que dans les solutions électrolytes la substance dissoute ne se trouve pas seulement séparée de ses molécules constitutives mais que ces molécules elles-mêmes sont pour la plupart, sinon en totalité, dissociées en ions. Au contraire dans les solutions non électrolytes (sucre, urée, etc...), les molécules dissoutes restent entières et ne subissent aucune dissociation. Le mot ion avait été créé par Faraday pour expliquer l'apparition aux électrodes des
été créé par Faraday pour expliquer l'apparition aux électrodes des produits de décomposition. Il est de notoriété courante, en effet, que, lorsqu'on soumet à l'action du courant une solution électrolyte, par exemple de l'acide chlorhydrique, celui-ci se trouve décomposé et il apparaît au pôle positif du chlore et au pôle négatif de l’Hydrogène. L'ion CI et de façon plus extensive tous les ions qui apparaissent au pôle positif ont reçu le nom d'anions. L'ion H et plus généralement tous ceux qui apparaissent au pôle négatif ont reçu le nom de cations. Tout se passe comme si les ions se déplaçaient
cations. Tout se passe comme si les ions se déplaçaient sous l'influence du courant et il est facile de voir que les cations vont dans le même sens ou descendent le courant alors que les anions, au contraire, le remontent. Les premiers sont souvent, pour cette raison, dénommés ions électroposifs et les seconds ions électronégatifs. Cette hypothèse du déplacement des ions, due à Faraday, n'était pas la seule qui permit d'ailleurs de donner une explication du phénomène observé et Grotthus avait pensé que sous l'influence du courant, les molécules de la substance dissoute s'orientaient en chaîne de la façon suivante
la substance dissoute s'orientaient en chaîne de la façon suivante : (HCl) (HCl) (HCl) (HCl) puis par un léger échange de constituants il y avait libération d’H d’un côté et de Cl de l'autre : H Cl H Cl Cl H Cette conception n'a évidemment qu'un intérêt historique parce qu'elle ne donne pas l'explication de tous les phénomènes observés. Indépendamment de l'action du courant qui sépare si nettement les électrolytes et les non électrolytes, d'autres constatations physiques permettent de faire aux électrolytes une place à part : ils ne suivent pas les lois de Raoult (1882) qui donnent une expression
pas les lois de Raoult (1882) qui donnent une expression mathématique de l'abaissement au point de congélation, de l'élévation au point d'ébullition et de l'abaissement de tension de vapeur des solutions étendues. Ils ne s'accordent pas non plus avec les lois de Van't Hoff sur la pression osmotique et dans ces différents domaines ils se comportent comme si le nombre des molécules contenu au sein des solutions se trouvait supérieur au nombre de molécules réel. C'est au savant suédois Arrhenius que revient le mérite d'avoir donné l'explication des anomalies observées avec les électrolytes en émettant la théorie de l’ionisation. Suivant
avec les électrolytes en émettant la théorie de l’ionisation. Suivant cette conception, les solutions électrolytes même en dehors de toute action extérieure électrique, diffèrent des autres solutions par la dissociation d'un plus ou moins grand nombre de molécules du corps dissous. L'ion préexiste au courant et celui-ci ne fait que manifester sa présence. Les molécules dissoutes ont subi une scission et comme chacun des ions est susceptible de se comporter comme une molécule complète au point de vue de l'abaissement du point de congélation et de la pression osmotique, les anomalies observées reçoivent une explication parfaite. La nouveauté de cette
anomalies observées reçoivent une explication parfaite. La nouveauté de cette conception réside justement dans le fait que le courant ne crée pas l'ionisation mais qu'il la met seulement en évidence. Si nous prenons, par exemple, une solution de NaCl, nous trouvons : 1° Des ions Na électropositifs; 2° Des ions Cl électronégatifs; 3° Des molécules NaCl non dissociées. Pour compléter la notion de l'ion que nous venons d'étudier, il est nécessaire d'ajouter que l'ion possède en propre une charge électrique positive ou négative, suivant qu'il est électropositif ou électronégatif. Cette charge électrique varie suivant que l'ion est monovalent, bivalent, trivalent,
charge électrique varie suivant que l'ion est monovalent, bivalent, trivalent, etc... Pour les ions monovalents (H, Cl, Na, etc...), elle est de 96.540 coulombs ou 1 farad. Pour les ions bivalents elle est deux fois plus grande, trois fois pour les ions trivalents, etc... Pour désigner qu'il s'agit d'ion lorsqu'on écrit, on a pris l'habitude d'ajouter au symbole ou à la formule de l'ion, le signe + ou le signe — suivant qu'il s'agit d'un ion positif ou négatif. Ex. : HClO3H+ Na+ Si l'ion est bivalent, trivalent, etc..., on ajoute non pas un seul + ou —, mais autant
ajoute non pas un seul + ou —, mais autant de signes que l'ion a de valences. Ex. : SO42-Ca++ Enfin, quelquefois on complète en mettant le tout entre parenthèses : [SO4] [PO4] En résumé, ce qu'il faut retenir, c'est que l'ion représente deux choses étroitement unies, à savoir : 1° Un atome chimique (ion simple) ou un radical de valence variable (ion complexe); 2° Une charge électrique déterminée. L'ACIDITÉ ET L'ALCALINITÉ AU POINT DE VUE DE L’IONISATION. La définition chimique des acides est la suivante : Corps qui peuvent se combiner avec les bases pour donner des sels en
se combiner avec les bases pour donner des sels en dégageant une quantité de chaleur plus ou moins considérable. Suivant la quantité de chaleur dégagée par la combinaison avec une même base, les acides sont dits forts ou faibles. La définition des bases est inverse et on reconnaît aussi des bases fortes et des bases faibles. Envisageons plusieurs acides et, pour ne pas compliquer, prenons des acides monovalents, c'est-à-dire qui n'ont qu'un atome d'hydrogène remplaçable par un métal. Ex.: HCl, NO3H et CH3COOH Si nous envisageons la dissociation ionique de ces trois acides, nous voyons que HCl donne Cl- et
ces trois acides, nous voyons que HCl donne Cl- et H+, NO3H donne NO3 et H+, CH3COOH donne [CH3COO] et H+ : Nous nous rendons immédiatement compte que ces acides, et en général tous les acides, possèdent un ion commun, l'ion H+, et il est naturel de penser que les caractères spécifiques de l'acidité lui sont dus puisqu'ils sont identiques quelle que soit la nature de l'acide. Pour les acides plurivalents, la dissociation se produit de la même façon. Par exemple : H3PO4 peut s'écrire : H3PO4 et 3H+ Cependant, dans ce cas, on constate que la dissociation porte surtout
dans ce cas, on constate que la dissociation porte surtout sur l'un des ions H, de telle sorte que l'on peut écrire : H2PO4 et H+ Si, d'autre part, nous considérons les bases, nous pouvons écrire leur dissociation de la façon suivante : NaOH donne Na+ et OH-, KOH donne K+ et OH-, NH4OH donne [NH4]+ et OH- et nous voyons que toutes possèdent un ion commun, l'ion OH-, auquel il est naturel de rattacher les propriétés basiques dans leur généralité. Nous pouvons donc donner la définition suivante des acides et des bases : 1° Un acide est un corps
et des bases : 1° Un acide est un corps susceptible, en solution, de mettre en liberté des ions H+; 2° Une base est un corps qui, en solution, donne naissance à des ions OH-, Si nous voulons exprimer la réaction de l'acide AH sur la base BOH, nous pourrons écrire: A- + H+ + B+ + OH = A- + B+ + [HOH] Ou, en simplifiant : H+ + OH- = H2O La réaction d'un acide sur une base se résume à une neutralisation électrique entre ions H+ et OH- pour donner naissance à de l'eau et ceci quel
OH- pour donner naissance à de l'eau et ceci quel que soit l'acide et quelle que soit la base. Cette réaction de neutralisation est toujours identique à elle-même et cette constatation nous permet d'expliquer les phénomènes calorifiques observés pendant la réaction. Si nous envisageons, en effet, les acides forts et les bases fortes, nous constatons que leur dissociation ionique est très grande. C'est ainsi que la solution décinormale d'HCl qui contient 3 gr. 65 d'HCl par litre, est dissociée dans la proportion de 90 %. La solution décinormale de soude contenant 4 gr. de NaOH par litre est dissociée dans
contenant 4 gr. de NaOH par litre est dissociée dans les proportions de 86 %. Jetons, au contraire, un coup d'œil sur les acides faibles et les bases faibles : la solution décinormale d'acide acétique contenant 6 gr. d'acide acétique par litre, mais la même quantité d'H que la solution chlorhydrique précédente n'est dissociée que dans les proportions de 1,3 %; la solution décinormale d'ammoniaque contenant 1 gr. 7 d'NH3 au litre est dissociée seulement dans les proportions de 1,5 %. En résumé, les acides forts et les bases fortes sont fortement dissociés alors qu'au contraire les acides faibles et
sont fortement dissociés alors qu'au contraire les acides faibles et les bases faibles sont faiblement dissociés. Quand l'acide et la base sont forts, c'est-à-dire fortement dissociés, la chaleur dégagée pendant la neutralisation représente la chaleur de neutralisation des ions H+ par les ions OH-. Cette chaleur dégagée est donc sensiblement la même quel que soit l'acide et quelle que soit la base : elle est de 13 cal. 7 pour la neutralisation d'une base forte monovalente par un acide fort monovalent; la réaction aboutit à la formation d'une molécule gramme d'eau. Pour les acides et les bases faibles; la dissociation
d'eau. Pour les acides et les bases faibles; la dissociation n'est que progressive, à mesure que se produit la réaction de neutralisation et il faut retrancher de la chaleur de neutralisation des ions H+ par les ions OH-, la chaleur nécessaire à la dissociation de l'acide et de la base : on constate, en effet, que la chaleur dégagée dans ce cas est moins forte que dans le cas des acides forts et des bases fortes. Tout ce qui précède nous montre que lorsque nous mettons un acide avec une base et réciproquement, nous arrivons toujours à la neutralité dans
base et réciproquement, nous arrivons toujours à la neutralité dans les mêmes conditions, quelle que soit la force de l'acide et de la base. Autrement dit, nos procédés de titrimétrie ordinaires ne peuvent nous donner de renseignements sur la dissociation de l'acide ou de la base à titrer. En un mot, la titrimétrie nous permet seulement de connaître l'acidité totale ou potentielle; elle nous laisse ignorer l'acidité vraie ou actuelle. Nous avons vu que la solution décinormale d'HCl contient près de 90 fois plus d'ions H+ que la solution décinormale de CH3COOH et cependant leur acidité potentielle est la même.
de CH3COOH et cependant leur acidité potentielle est la même. Il est cependant de toute nécessité de pouvoir connaître et mesurer l'acidité actuelle ou vraie, c'est-à-dire l'état de la dissociation. En appliquant la loi d'action de masse à la réaction réversible que représente la dissociation ionique, on démontre que la température étant constante, le rapport du produit de la concentration en ions à la concentration de l'acide non dissocié est constant : Soit l'acide AH, nous pouvons écrire : La constante K a reçu le nom de constante de dissociation. Si nous envisageons une base BOH : Examinons maintenant le
Si nous envisageons une base BOH : Examinons maintenant le cas de l'eau : On sait que l'eau ne peut être considérée comme un milieu absolument inerte et qu'elle est légèrement dissociée en ions H+ et OH-. La dissociation est extrêmement faible, puisque 10 millions de litres d'eau ne contiennent qu'un gramme d'ions H+, ce qui revient à dire qu'un litre d'eau renferme Pour l'eau : CH+ = 10-7. L'application de la loi d'action de masse nous donne : Or CH20 est infiniment grand par rapport à CH+ et à COH et il est sans inconvénient possible de considérer cette
COH et il est sans inconvénient possible de considérer cette quantité comme constante, ce qui permet d'écrire : CH+ × COH = constante — K, Le produit K a été désigné sous le nom de produit ionique. À 25°, ce produit ionique est égal à : CH+ × COH = 10−9 Il varie évidemment avec la température. Comme l'eau contient un même nombre d'ions H+ et OH−, on peut écrire : f Mais envisageons maintenant une solution normale acide, contenant 1 gr. d'ions H+ par litre, sa concentration en ions H sera : CH+ = 1 À ce moment, comme
H sera : CH+ = 1 À ce moment, comme le produit CH+ × COH = 10−14 nous aurons COH = 10−14 Une solution décinormale acide, c'est-à-dire contenant 1/10 gr. d'ions H+ par litre, aura une concentration : et comme nous avons toujours CH+ × COH = 10−14, nous pourrons écrire : COH = 10−13 De même, pour une solution centinormale acide : CH+ = 10−12 COH = 10−2 etc... Examinons maintenant les solutions alcalines; la solution normale alcaline, contenant un ion OH− par litre, aura : COH = 1 CH+ = 10−14 La solution décinormale alcaline : CH+ =
CH+ = 10−14 La solution décinormale alcaline : CH+ = 10−13 La solution centinormale alcaline : COH = 10−12 CH+ = 10−12 Pratiquement, on se borne à mesurer les ions H+ et nous venons de voir qu'il est possible de parler de concentration en ions H+ des solutions alcalines. La notion de PH Lorsqu'on réunit par un pont liquide deux solutions dont le CH+ est différente et qu'on plonge dans chacune d'elles une électrode reliée à un circuit porteur d'un galvanomètre, on constate l'existence d'un courant. La force électromotrice ainsi mise en évidence peut être calculée à l'aide d'une équation
mise en évidence peut être calculée à l'aide d'une équation établie par Nernst et que voici : ou CH1+ et CH2+ sont les concentrations en ions H+ respectives, et, ou R = Constante des gaz parfaits; T = Température absolue; F = L'unité faraday; n = la valence de l'ion dont il s'agit [ici n = 1, puisqu'il s'agit d'ion H+]. À température constante, on peut simplifier l'équation et écrire : Force électromotrique = K. log. décimaj CH2+ ou K = constante. Si nous connaissons CH1+ (étalon), si d'autre part, nous mesurons la force électromotrice, nous pourrons par le simple
nous mesurons la force électromotrice, nous pourrons par le simple calcul connaître CH2+ C'est à dire le principe de la méthode électrométrique de mesure de la concentration en ions H. Si, en particulier, nous choisissons notre étalon de telle sorte que CH+ = 1 (ce sera une solution normale acide), nous pourrons écrire : Le logarithme décimal de l'inverse de la concentration en ions H d'une solution a reçu le nom de PH. On peut donc écrire : Fem = K × PH Examinons maintenant la signification pratique du PH : pour l'eau, connue CH+ = 10−7 La solution normale
: pour l'eau, connue CH+ = 10−7 La solution normale acide : CH+ = 1 ~ PH = 0 La solution décinormale acide : CH+ = 10−1 PH = 1 La solution centinormale acide : CH+ = 10−2 PH = 2 etc... La solution normale alcaline : CH+ = 10−14 PH = 14 La solution décinormale alcaline : CH+ = 10−13 PH = 13 La solution centinormale alcaline : CH+ = 10−12 PH = 12, etc... Si nous réunissons dans un tableau les CH+, les COH, les PH, nous avons : CH+ = 1 solution acide CH2H = 10−14 PH
: CH+ = 1 solution acide CH2H = 10−14 PH = 0 = 10−1 = 10−13 = 1 = 10−2 = 10−3 = 10−11 = 3 = 10−4 = 10−10 = 4 = 10−5 = 10−9 = 5 = 10−6 = 10−8 = 6 = 10−7 Neutralité = 10−7 = 7 10−8 = 10−6 = 8 = 10−9 = 10−5 = 9 10−10 -g 10−4 = 10 f = 10-n a = 10−3 = 11 10−12 = 10−2 = 12 = 10−13 10−14 solution normale alcaline À l'examen de ce tableau, tout le monde peut voir : 1° Que le
tableau, tout le monde peut voir : 1° Que le PH des solutions neutres est égal à 7; 2° Que le PH des solutions acides varie de 0 à 7 et que plus une solution est acide, plus son PH est petit; 3° Que le PH des solutions alcalines varie de 7 à 14 et que plus l'alcalinité est forte plus le PH est grand; 4° quand le PH augmente d'une unité, la concentration en ions H+ diminue et devient dix fois plus faible. La notion de PH est très importante puisqu'elle est universellement admise à l'heure actuelle pour l'expression
importante puisqu'elle est universellement admise à l'heure actuelle pour l'expression de l'acidité et de l'alcalinité réelles ou actuelles. Il est évident que cette échelle de notation est séduisante par sa simplicité; si nous prenons comme exemple le sérum sanguin, sa concentration en ions H+ est donnée par : CH+ = 4 × 10−8 Ce qui correspond à : PH = 7.39 D'un côté le nombre est un nombre compliqué, de l'autre PH nombre simple. Il est facile de constater que le sérum sanguin est très légèrement alcalin à la seule vue du nombre exprimant le PH. Le PH de l'urine
vue du nombre exprimant le PH. Le PH de l'urine humaine a été trouvé par C. Foa (1) compris entre les chiffres de 6.83 et 7.54 suivant le moment de la miction. Le même auteur a trouvé que le sérum sanguin du chien avait PH = 7.15. Pour le lapin PH = 7.31. Pour le cheval, PH = 7.32. Le PH du lait de vache fraîchement trait varie de 6.50 à 6.80 d'après Van Slyke et Baker (2). Moi-même j'ai trouvé dans l'une de mes recherches portant sur le lait des quatre trayons d'une vache : Pour l'antérieur droit ...
des quatre trayons d'une vache : Pour l'antérieur droit ... PH = 6.63 — gauche..... PH = 6.28 Pour le postérieur droit. PH = 6.77 — gauche.... PH = 6.45 Ce qui montre pour chaque quartier de petites variations. (1) C. FOA. Comptes rendus de la Soc. de Biologie, 120 mai 1890-5. (2) Van SLYKE et BAKER. Technical Bulletin, n° 70; New York. Agricultural experiment station, juin 1919. D'une façon générale, avec les liquides biologiques, la mesure de l'acidité ou de l'alcalinité réelles donne des résultats beaucoup plus près de la neutralité que les mesures titrimétriques. D'ailleurs, lorsqu'on ajoute à