S0‘H 2 = S0 : ' + H’0 
S0 4 H 2 =S0 2 + 0+H 2 0 
S0 4 Zn = SO 2 + 0 + ZnO 
C0 3 A g’- = CO 2 + O + A g‘ 
SO 1 = SO 2 + O 
2A*0 Ï H=A* 2 0 5 +H 2 0 ; 
A» 2 0 5 = 2Aj0 2 -J-O ! 2A,0’H=2A,0 2 +0 + H 2 0 
Décomposition des sels oxygénés -par la chaleur 
Ils se décomposent en anhydride et oxyde métal¬ 
lique, mais l’anhydride se décompose le plus souvent : 
S0 4 Z T? = SO 3 -f ZnO 
S0 3 = S0 2 + 0 
(A*0 3 ) 2 P6 = A.s 2 0 5 +Pè0 | (A*0 3 ) 2 P6 = 2A*0 2 +P60 
A^r 2 0 3 = 2As0 2 -f- O 1 +0 
Il peut arriver que l’anhydride ne se décompose 
pas, mais que l’oxyde se décompose : 
C0 3 A<7 2 = GO 2 + A# 2 0 
kg*0 = Ag ï -\-0 
L’anhydride et l’oxyde peuvent se décomposer : 
S0 4 % = SO 3 + HgO ) 
SO 3 = SO 2 + 0 > SO'H^ = SO 2 -f 20 + A g 
HgO = Hg + 0 1 
L’oxygène, qui provient de la décomposition de 
l’anhydride, peut suroxyder l’oxyde : 
S0 4 Fe = S0 3 + Fe0 j 
SO 3 = SO 2 -f- O [ 2S0 4 Fe = Fe'O* + SO 2 + SO 3 
2FeO + O = Fe 2 0 3 \ 
Une partie de SO 3 a échappé à la décomposition. 
Les exemples suivants sont encore plus compli¬ 
qués. 
2A*0 3 K = A* 2 0 5 -f K 2 0 ) 
A^ 2 0 5 == As 2 0 3 + O 2 A*0 3 K = A^0 2 K + O 
A/0 3 + K 2 0 = 2As0 3 K ) 
