SÉANCE DU 8 SEPTEMBBE IO,l3. 449 



expérimentales bien établies, n'est pas sans présenter quelque chose 

 d'artificiel. Aussi certains chimistes ont-ils actuellement une tendance 

 à revenir à des interprétations plus simples ('). 



Nous inspirant d'une idée semblable et considérant en outre que l'acide 

 sulfurique H 2 SO* se forme surtout dans les espaces immenses réservés au 

 mélange gazeux dans les chambres de plomb, nous avons cherché à expli- 

 quer le mécanisme de la formation de ce corps en faisant agir les composés 

 seuls dont l'existence à l'état gazeux est certaine. On élimine ainsi les 

 azotosulfoniques et, de plus, N 2 3 , HNO 2 , H 2 S0 3 et il ne reste qu'à 

 envisager SO 2 , SO 3 , NO, NO 2 , H 2 et H-SO'. En tenant compte du rôle 

 joué par les corps à l'état atomique, tel qu'il a été mis en évidence dans de 

 précédentes Notes ( 2 ), il nous paraît rationnel d'attribuer, dans la produc- 

 tion de H 2 SO\ une part importante à l'oxygène atomique mis en liberté 

 par la dissociation de NO 2 en NO et O : les atomes se fixant directement 

 sur SO 2 , pour lequel ils ont une affinité incomparablement plus grande 

 que les molécules O 2 et se trouvant continuellement régénérés par de 

 nouvelles dissociations de NO 2 . L'anhydride SO 3 , ainsi formé, donne 

 avec H 2 l'acide H 2 SO*, qui, à cause de sa faible tension de vapeur 

 aux températures de 4o°-6o° qui régnent dans les chambres, se condense 

 rapidement et disparait de la phase gazeuse. 



A l'appui de cette manière de voir, nous citerons les résultats obtenus 

 dans deux séries d'expériences : 



Dans la première, nous avons fait arriver les gaz anhydride sulfureux et peroxyde 

 d'azote purs et secs dans le bas d'une ampoule de forme allongée, dont la moitié infé- 

 rieure était immergée dans un bain maintenu à la température de 6o° envi- 

 ron. A cette température, il ne s'est rien condensé. Par contre, dans la partie 

 supérieure de l'ampoule, qui se trouve à des températures plus basses, nous avons 

 constaté le dépôt sur le^ parois de petites taches blanches <|iii sont de l'anhydride SO 3 

 pur; car, traitées par l'eau, elles donnent uniquement H 2 SO* (pas de réaction avec 

 la diphénvlainine). Le peroxyde d'azote parait donc bien capable d'oxyder SO 2 direc- 

 tement en SO 3 . L'addition d'eau, faite dans les chambres, doit évidemment accélérer 

 follement cette oxydation en éliminant SO 3 sous forme de H-SO'au fur et a mesure 

 'de sa production. 



La deuxième série d'expériences a\ ait pour but de mettre en évidence les propriétés 

 oxydantes directes du peroxyde d'azote dans un autre cas, où des composés intermé- 



(') Reynolds et Taylor (S >c. Chern. fnd., 1912, p. 3«>— ^ concluent même de leurs 

 recherches au retour à l'aniie ne théorie comportant l'oxydation directe de H 2 S0 3 

 par NO 2 suivie de la réoxydat-i de NO par l'oxygène de l'air. 



( s ) Comptes rendus, t. 155, 1 , p. 1 1 4 ' > ; '• 157, 19 13, p. 281 . 



C. R., i 9 i3, 2- Semestre. (T. 1;>7, N° 10. j 5o, 



