formant des solutions idéales, on a calculé la chaleur latente de fusion de dérivés perméthylés et perhalo- géués du méthane, de structure spatiale connue. Les résultats prouvent que c'est cette structure seule qui détermine la valeur de l’entropie de fusion ; la T de fusion et la forme des molécules à ce moment sont les seuls facteurs qui interviennent. Les molécules « g lo bulaires « possèdent une chaleur latente de fusion fai
ble. N ’importe quel atome ou groupement peut contri
buer à rendre la molécule globulaire, pourvu que son volume, sa forme ou sa zone d’action ne soient pas trop différents de ceux des autres éléments. Même une
nio-CINÉT1QUE ET£ ÉQUILIBRES S u r q u e lq u e s méthodes pour la détermination de la vitesse des réactions c h im iq u es en phase g a r e u s e ; S i l c o c k s C. G. et T r a v e r s M. W . (Trans.
Faraday Soc., 1939, 35, t>56-665). — Indication des pré
cautions à prendre pour mesurer avec précision les vitesses des réactions chimiques, en particulier dans la période initiale. b. v o d a r .
S u r la vitesse de décomposition de l ’h ydrure de polon ium ; A d l e r E. (W'ien Ber., 1938, 147, 197-208). — Le gaz H2Po a été préparé par l’action d'un acide contenant de Po sur une poudre de Mg. La dé
composition a été effectuée dans un tube de verre argenté et relié, à l’aide d’un lil de Pt soudé au verre, soit au sol soit à une tension de manière à fonctionner directement comme chambre d’ionisation. La décom
position a été mesurée à 34°,5 et 0°C. Le coefficient de température est très faible et est positif. La réaction serait du premier ordre. Le gaz est très sensible à l'air et à l'humidité. La vitesse de décomposition diminue avec le temps et devient pratiquement nulle (après 1 3/4 h. à 34°.5). m. h a ï s s i n s k y .
S u r une méthode de détermination e x p é r i mentale de la vitesse ' de dissociation du soufre g a z e u x ; R e i n i i o l d II. et S c h m i t t K. (Z. angew. Chem., 1939, 52, 371). — Méthode basée sur la mesure de la conductibilité électrique dont la valeur dépend de l ’état de dissociation de la vapeur de soufre, a . l a v a s t f . .
Discussion su r la décomposition therm iq ue des h y d ro c a rb u re s ; (Trans. Faraday Soc., 1939, 35, 870-874).— Y prennent part Ilinshehvood, Travers, Steacie. Schultze, etc. Il s'agit d’abord de savoir si la décomposition de l’éthane est homogène ou non ; d’après l’action de NO, il pourrait y avoir plusieurs réactions primaires. L ’une serait peut-être influencée par les parois. On indique un procédé graphique permettant de distinguer si NO agit sur les réactions primaires ou secondaires. Küchler communique des résultats sur C2H6 montrant nettement l'influence des dimensions et de la nature des parois. A une critique de Steacie pré
tendant que Travers opère toujours avec des gaz et des parois « trais », celui-ci fait remarquer qu’il a étudié les réactions secondaires alors que les autres se sont limités systématiquement aux réactions primaires ; ses expériences ne sont donc pas comparables aux autres.
e. d a r m o i s. Décomposition th erm iqu e homogène de q u e l q u e s h y d r o c a r b u r e s c y c liq u e s ; K ü c h l e r L. <Trans Faraday Soc., 1939, 35, 874-880), — Sont étudiés le cy- clohexène, le cyclohexane, le méthylcyclopentane. On décrit une microméthode d’analyse permettant d’opérer sur 1 à 2 cm3 de gaz à pression et température ordi
naires. Vers 800» K le cyclohexène se décompose en donnant C6H]n— C2H,,-)-C4H6 (butadiène); la réaction est du premier ord re; log A = 12,95 — 57500/9,3 B T (sec.'l; suivant des réactions secondaires Le ’cyclo- hexane est plus difficile à décom poser; après'u n e
lécule asymétrique peut devenir globulaire si par rota
tion autour d ’un axe sa zone d'action devient sphérique ou ressemble à un ellipsoïde de révolution. Ces consi
dérations ont permis de déterm iner la structure spatiale de dérivés mono-substitués du cyclohexane. D’autre part l’étude des substances organiques à molécules globulaires im m édiatem ent au-dessous du point de fusion montre qu’on a alors affaire à un nouvel état mésomorphe, présentant à la fois des propriétés de l’état solide et de l’état liquide. Le succinonitrile ne présente
pas cet état. y . m e n a g e r.
CHIMIQUES. TH ERM O CHIM IE
période d'inhibition la réaction est de premier ordre ;.
Jog k — 11,7 — 1 3 ,0 0 0 /T (mm. H g et sec.). Elle donne d'abord C6H 12 —V C6H10-|- H2. On trouve aussi du pro- pylène provenant d une rupture en deux parties égales C6H,2= 2C 3Hc. Il ne se produit pas de méthylcyclopen- tane. Celui-ci se décom pose à peu près comme CcH12;
inhibition initiale, même équation : la décomposition donne un peu plus de propylène et un peu moins de carbures en C4. e. d a r m o i s.
A p p lic a tio n de la m é th o d e à l ’o x y d e nitrique p o u r d é c e le r les réactio ns à c h a în e s dans la dé
composition des h y d r o c a r b u r e s ; S t a v e l e y L. A.
K . et H inshei.wood C. N. (Trans. Faraday Soc., 1939, 35, 845-849). — La méthode a été proposée par les auteurs (1936-1937); l ’addition de quelques mm. de NO réduit la vitesse de décom position de certains produits.
Par exem ple 2 mm. de NO ramènent au tiers la vitesse de décomposition de 400 mm. d'éther. L a vitesse obte
nue tend vers une lim ite très constante; on discute diverses explications. Une seule semble acceptable;
NO supprime toutes les chaînes de réaction ; la vitesse restante est celle des réactions sans chaînes. Le rapport des vitesses des réactions n libre » et « ré
duite » donne la longueur moyenne de la chaîne ; on trouve ainsi pour 100 mm. de pression : 4,7 pour CH,, à 850° C : 17,8 pour C2H0 à G00° C, etc. L a longueur abso
lue des chaînes varie d’un cas à l’autre et comprend par exemple pour 0 (C H 3)2 environ 400 molécules. Les réactions inhibées par N O semblent de plusieui s sortes.
Par exemple la courbe d ’inhibition (vitesse en fonction de la quantité de N O ) dépend de la pression du corps étudié pour C2H6 ; elle n ’en dépend pas pour l’éther.
Dans le premier cas, on pense que deux mécanismes d’arrêt existent : un binaire prédom inant à basse pres
sion, un ternaire à haute pression ; le binaire serait probablement la rencontre de deux radicaux éthvle, le ternaire celle de deux atomes H ou d ’un H et un éthyle sur une 3e molécule, Pour l ’éther. le processus d’inhi
bition doit concurrencer un autre processus qui ne dé
pend pas de la pression ; on pense à une décomposition du radical avec lequel N O se combine. Un chaînon serait probablement la décom position de CH2.O .C 2H5.
L oxyde nitrique est effectivem ent consommé dans ces
réactions. E. d a r m o i s.
L a décom position d e s h y d r o c a r b u r e s induite p a r les r a d i c a u x l i b r e s ; R ic e F. O. et Poi.LY O. L.
(Trans. Faraday Soc., 1939, 3 5 , 850-854). — L ’un des auteurs a proposé une théorie d ’après laquelle la dé
composition d ’un hydrocarbure est une réaction à chaînes propagée par un radical provenant, soit de la décomposition du produit essayé, soit d ’une source différente. Le schéma de réaction est dans le premier cas.
(1) il/j -> - 2 /?, (2) /?! - f - y ^ H + fr;
(3) B 2 - y AT, + / ? , (4) 2 /?! - y Ri
1940 CHIM IE PH Y S IQ U E C. P. 85
Dans le deuxièm e c a s ,(l) est rem placé par M0 —y 2 R t.
Enfin il peut a rriver que la chaîne Unisse, non par la recom binaison (4), m ais par (6) R, -)- R 2 R ,R 2.
On soumet ces différents cas au calcul, en traitant successivem ent les cas où on peut adm ettre un état quasi stationnaire et où la décom position de M 0 est au contraire très rapide. Le calcul donne la longueur de la chaîne dans tous les cas. On décrit l ’appareil em ployé pour les expériences ; le carbure est m élangé au prom oteur et introduit ensuite dans le vase à réaction.
On peut ainsi m esurer la pression initiale. On commu
nique une série de mesures sur la décom position du butane sensibilisée par l’oxygèn e : température 500° C, pression du butane 100 à 600 mm. pression oxygène 0,05 à 4 mm. L a longueur de chaîne varie de 10 à 150.
E . D A R M O IS .
L a ré a c t io n d e s a t o m e s H a v e c le p r o p a n e et m é c a n i s m e d e la dé c o m p o sitio n des p a r a f f i n e s ; S t e a c i e E. W . R. et P a r l e e N. A . D. (Trans. Faraday Soc., 1939, 35, 854-860). — Les auteurs rappellent d ’abord les difficu ltés d ’explication que rencontre le schéma de R ic e -IIe rz fe ld dans le cas de la décom posi
tion therm ique de l’éthane ; il n’expliqu e pas en parti
culier la production de CH 4 confirm ée récemment par l’un des auteurs. Pour réhabiliter l ’explication d e R . H., T avlor a proposé récem m ent de supposer que laproduc- tiou de CH4 résulte des deux réactions N -f- C2H5 = "2 C1I3 ; H CH3 = CI14. Dans le but d'apporter des renseigne
ments nouveaux, les auteurs étudient l'action d ’atomes H, produits par la décharge de W o o d , sur le propane ; tem pérature de 30° à 250° C. On trouve beaucoup de CH, à 30° et C2H6 au-dessus de 170°. On montre que le processus prim aire est probablem ent H-|-C3H8= C SH 7-|-H2 (rapport H 2/C3H8 constant). La discussion des diverses réactions proposées montre que, à la tem pérature ord i
naire, les deux réactions suivantes se produisent très facilement ;
H - f C 2H 5 = 2C H 3 H + C3H 7 = C 2H5 + CH 3
E . D A R M O IS .
S u r la p y r o l y s e d e s p a r a f f i n e s et d e s o lé fin e s à 2 et 3 a t o m e s d e c a r b o n e ; T r a v e r s M. W . (Trans. Fa
raday Soc., 1939, 35, 860-868). — Résumé d'un certain nom bre d ’études faites depuis 1934. L a pyrolyse de l ethane donne d ’abord de 1 ethylène et de l ’hydrogène ; il y a ensuite form ation de CH4 et de produit benzéni- ques. On donne d ’abord les résultats des expériences effectuées sur le m élange en équilibre des 3 substances prim aires. L ’équation suivante est en accord a vec toutes les expériences :
-d / d t(C2H6 -f- C ,H 4) = d /d tiC ü4 - f liq. condensé) = A-[C2H6][C 2H,1
Résultats analogues, m ais encore plus com pliqués à partir du propane. On a repris ensuite l ’étude de la p yrolyse de l ’éthane pur. On a étudié l'influence de petites quantités de N O sur la décom position de l’éthane ; cette influence est nulle sur les réactions se
condaires: ce résultat sem ble en contradiction avec celui de H in sh elw ood d'après lequ el N O agirait nette
ment sur la décom position prim aire. e. d a r m o i s.
S u r la c i n é t i q u e d e la d é c o m p o s itio n t h e r m iq u e d u t é t r a m é t h y l m é t h a n e ( n é o p e n t a n e ) ; G r a y T . J. et T r a v e r s M. W . (Trans, F arad ay Soc., 1939, 35 , 868-870). — L e carbure est obtenu en traitant l’alcool b u tyliqu e tertiaire par Zn (C H 3)2 ; il bout à 9",5 ; la m éthode d'étude a déjà été publiée. A 500-520° il se form e du m éthane ; la vitesse in itia le de form ation est bien représentée par une équation d ordre 1,5. Cette vitesse dim inue quand on garnit le tube de réaction ; on en dédu it q u ’il y a form ation de radicau x C H 3. La
D O C . C H IM . P H Y S . 19 iO
chaleur d ’activation serait de 60 cal./kg. On com pare cette vitesse à celle de décom position de C2H6 d'une part, des méthylamines d'autre part. Les équations sui
vantes montrent les analogies.
f N(CH 3)2 CH3' i - N (C H 3)2'
j N (C H 3)3 - f C H 3 = p CH4 + (CH 3)2N C H 2' I (C H 3)2NCHV CH3' - f (C H 3)'N = C1I2 f (CH3)4C ^ CH3'+ (CH3) 3C'
) (CH 3)4C + C II3 = CH4 + (CH 3)3.C .C H 2' ( (CH 3)3C .C H 2' = CH3' + (CH3)2C = c h2
E . D A R M O IS.
Décom position t h e r m i q u e de l ’a z o m é t h a n e ; T a y l o r H. et J a iin E. P. (/. Chem. Physics, 1939, 7, 470-473). — Etude faite entre 290 et 340° C. par une mé
thode analytique. Le rapport des molécules de produit aux molécules d’azométhane ayant réagi est constant et égal à 1,95 pour des taux de réaction de 50 à 90 0/0.
L ’énergie d ’activation par rapport à l ’azométhane décomposé est 52.500 cal. La form ation de tétraméthyl- h\rdrazine comme produit interm édiaire est évidente et les bilans calculés à partir des analyses le prouvent. — Décom position t h e r m i q u e de l ’a z o m é t h a n e en p r é s e n c e d ’o x y d e n i t r i q u e ; I d . (Ib id ., 1939, 7, 474- 478). — En présence de quantités im portantes d'oxyde nitrique l’azométhane se décom pose avec un faible accroissement de pression et en donnant des quantités insignifiantes d'hydrocarbures dans les produits v o la tils. Ceci doit indiquer une dissociation in itiale de l ’azométhane en azote et de radicaux libres méthyle qui se com binent avec l’oxyde nitrique pour donner de la form aldoxim e. Ce dernier corps est partiellem ent oxydé par l’oxvd e nitrique. L a lim ite supérieure du rapport oxyde nitrique,/azométhane réagissant est 2.
Il est probable que l'addition de radicaux m éthyle n’est pas com plètem ent supprim ée en présence d ’oxyd e ni
trique. L ’énergie d’ activation de décom position de l’azométhane en présence d ’oxyd e nitrique est la même que celle de l ’azométhane pur. a . g r o s s .
C in é t iq u e de la décom position t h e r m i q u e du form ia te d ’éthyle ; M a k e n s R. F. et E v e r s o l e W . G.
(J. amer. Chem. Soc., 1939, 6 1, 3203-3206). — La dé
com position de H C 0 2C2H5 est une réaction très lente à 300°. Mais à 375, 400 et 425°, les vitesses de réaction sont déterminées par la réaction prim aire principale qui est :
H CO O C2H 5 C2H4 + H C O O H
Cette réaction est suivie par une décom position de l’acide form ique :
H C O O H CO - f O H 2 H C O O H C 0 2 + H2
2 HCOOH -> - C 0 2 - f H CHO + O H 2
On montre que d ’autres réactions prim aires de moindre importance peuvent se produire. L ’énergie d ’activation de la réaction donnant lieu à la production de C2H4 est 40010 calories. Mm* r u m p f - n o r d m a n n .
D é c o m p o sitio n h o m o g è n e d u c h l o r o c a r b o n a t e d ’é t h y l e ; C h o p p i n A . R., F r e d i a n i H. A . et K i r b y G.
F . Jr. (J. amer. Chem. Soc., 1939, 6 1 , 3176 3180). — On m ontre que le chlorocarbonate d ’éthyle se décom pose d ’une façon hom ogène suivant un m écanism e m ono
m oléculaire entre 150 et 195° et pour une échelle de 7
C. P. 86 CHIMIE P H Y S IQ U E 1940 pression comprise entre 10 et 700 mm. de H g. La vitesse
spécilicpie de réaction est donnée par 1 équation :
, r r \ y I A — li — J9M0/BT
k = 5,5 X 10 e
On observe un efl'et de parois assez faible, mais néan
moins notable puisqu'on a des résultats différents selon que 1 on opère avec des récipients nus ou enrobés. On montre qu'aux faibles pressions, la constante de v i
tesse diminue d une façon appréciable et que la réaction tend vers le second ordre. M n,e r u m p f-n o r d m a n n.
Etudes cinétiques relatives à des dérivés de l'iode. I. L a décomposition therm iq ue de l’iodure d ’acétyle ; J o n e s L. J. (J. amer. Chem. Soc., 1939, 61, 3284-3288). — Etude de la décomposition thermique de l'iodure d acétyle gazeux entre 290 et340° C. On a Irouvé que les corps principaux produits pendant la réaction sont CO, CH..,, I2 et du cétène polymérisé. La décompo
sition est monomoléculaire par rapport à l’iodure d'acé- tvle et les constantes de vitesse dépendent de la pres
sion initiale de l ’iodure. On a étudié l'effet d ’un enro
bage des parois du récipient où la réaction a lieu et l’effet de 1 introduction de gaz inertes. On propose le mécanisme de chaîne suivant et on le discute d’après les résultats obtenus par d’autres auteurs :
CH3C O I CH3CO - f I CH3CO ->- CH 3 + CO CH3 -t- I2 CH3I -f- I CH3I c h3 + I
CH3 - f c h3c o i CH4 - f c h2c o i CHjCOI c h2c o - f I
CH2=CO (CH2CO).c
21 4- M I2 4- M
Mme r u m p f-n o r d m a n n. Décomposition des p e r o x y d e s d ’alco y le ; p e r ox y d e de dipropyle, p e r o x y d e d ’éthyle acide et pero x y d e de p rop yle acid e ; H a r r i s E. J.
(P ro c. roy Soc. A ., 1939, 173, 126-146). — La dé
composition du peroxyde dipropylique comme celle du peroxyde diéthylique (Harris E, .1. et Egerton A . C.
G. (P ro c. roy Soc. A ., 1938, 168, 1-18) est une réaction monomoléculaire au-dessous d’une pression critique, au-dessus de cette pression la décomposition explosive a lieu. La pression limite varie avec la température selon la loi des explosions thermiques, Les produits de décomposition lente sont complexes et comprennent le propaldéhyde et un alcool ; la décomposition explosive conduit à la formation de butane et de formaldéhyde.
La décomposition des peroxydes d'éthyle et de propyle est hétérogène et accélérée par accroissement de la sur
face ou en recouvrant celle-ci d'un sel. Les vapeurs de ces peroxydes sont faiblement luminescents quand elles sont admises dans une enceinte chaude, vraisem bla
blement à cause de la combustion partielle du peroxyde.
Les produits de réaction comprennent des aldéhydes et des alcools et à basse température ou trouve de l’oxy
gène alors qu’aux hautes températures on trouve l'hy
drocarbure avant le même nombre d’atomes de C que le peroxyde formé. Tous les peroxydes s’enflamment aux très basses pressions dans le domaine de 200-300°
et le rapport entre ces résultats et le phénomène lumi
neux est discuté. A g r o s s
Cinétique de la décomposition therm ique des
•néthylamines. I I ; T r a v e r s M. W . et H a w k e s J. A.
Chem. Soc., 1939, p. 1360-1364). — L ’influence de vde nitrique sur les vitesses de décomposition ther-
’ edes 3 méthylamines a été examinée, les résultats nient ceux obtenus précédemment (Carter Bo-
♦, Silcocks, Travers et W ilsh ire, /. Chem,'Soc.,
1939, p. 495) en m ettant en lumière quelques points de détail ; 4° dans le cas de l’am ine tertiaire la formation de méthane et de méthylm éthylèneim ine, comme prin
cipaux produits de réaction, ainsijque celle d’une petite quantité d'hydrogène sont initiées p a rles radicaux <H3 et (CH 3'2N, l’éthane résulte p robablem en tde la réaction des radicaux CH3 avec la m éthylèneim ine ; 23 avec la dim éthylam ine la principale réaction est la formation de CH4 de m éthylm éthylèneim ine et de méthylamine,
u n e réaction secondaire produisant de petites quantités
d’I I 2 ; 3° dans le cas de la m éthylam ine on montre que la plus grande partie de l’H2 est form é par un processus commençant par la form ation des radicaux CH3- , NH.
et H- mais que le méthane et une quantité égale d'H2 le sont par un processus n’utilisant pas de radicaux libres mais l ’interaction de deux molécules de mélhyl-
amine. a. g r o s s.
Contributio n à l ’étu d e de la f o r m a t i o n d e S H .en phase ho m o g è n e et p a r c a t a ly s e en présence de S A g 2; R e i . v h o l d H., A p p e l W . et F r i s c h P. (Z. phys.
Chem., 1939, 184 A , 273-301). — I) Pour les mesures en phase homogène, S chauffé entre 200° et 300° est entraîné par de l'azote, m élangé à H 2 et introduit dans le vase à réaction dont la tem pérature varie de 350° à 550° C. En refroidissant brusquem ent le mélange à 200- 250°, on y dose S par réaction sur A g e t S H 2 par absorp
tion. En représentant par Az le temps de séjour du mé
lange dans le vase à réaction, la série des mesures se traduit par la formule
A [SH,] _ A'[H2] / [S ] A 2 - 1 + [SH 2]/[S]
On compare les résultats a vec ceux moins complets de Bodenstein, Porret et Robinson (1898, 1935, 1936). II) La réaction catalysée est étudiée dans des conditions analogues entre 350° et 450°. Les résultats confirment la formule :
A [SH 2] _ [HJ
A * v/[S]
III) Pour étudier l’état du catalyseur pendant la réac
tion, on mesure la conductibilité électrique du sulfure, très sensible à la teneur en soufre. e. d a r m o i s.
L a c i n é t i q u e d e l a r é a c t i o n e n t r e l ’ a m m o n i a c et l ’o x y d e n i t r i q u e s u r l a s u r f a c e d ’u n f i l a m e n t de p l a t i n e ; M i c i i a i l o v a E. A . (Acta Phys. Chim. U. R.
S. S .., 1939,10, 653-676). — L a réaction 2NH3- f 3N O = 2,5 N 2 -1— 3 C)ll2 est une réaction au xiliaire de l’oxydation de l'ammoniac sur une toile de Pt. La réaction a été étudiée à l'aide d'une méthode de circulation en sys
tème fermé à des pressions voisines de 2 cm. de Hg et entre 500° et 530° K. Un fll de Pt servait de catalyseur.
Au-dessus de cette tem pérature le fil s’échaufte de lui- même. L ’eau formée est absorbée par H O K et solidifiée.
Avant chaque essai le catalyseur était chauffé dans le vide ( 0 2 est un poison). Pour des mélanges contenant des quantités équivalentes de gaz ou un excès de NOJa réaction procède stoechiom étriquem ent. A vec un excès d’ammoniac il y a accessoirem ent formation d ammo- niacates O H 2. 1/2 N H 3 et O H 2.N H 3 pendant la mise en liberté de l'eau. La vitesse e s t indépendante de la P a s
sion de chaque gaz mais dépend de leur rapport. Elle présente un m axim um . L es hypothèses suivantes sont formulées sur le mécanisme de réaction : les deux g»*
sont adsorbés par la surface de Pt et la couvrent presque complètement; la réaction procède entre mole- cules adsorbées au voisin age « d ’ e s p a c e s élémentaires », les produits de réaction ne sont pas adsorbés. La vi
tesse de réaction est :
1940 C H IM IE P H Y S IQ U E C. P. 87
/'Ni _ PNH3-P.\0
dt {* p m 3 + PjDno)2
L ’énergie d'activation apparente est d e 24,8 kg./cal. On calcule que le temps de quart de réaction dans les con
ditions usuelles du procédé de contact pour l ’oxydation de l ’am m oniac (1000° C., IOO/o N H 3, p — 1 c m .'d e H g) serait de 10~3 sec. (T e x te e n an glais.) a. g r o s s.
F a c t e u r s d e choc en solutio n ; Be l l R. P. (Trans.
Faraday Soc., 1939, 35, 324-328). — L ’auteur déduit de la théorie de l'état transitoire d'Evans et P olan vi que la présence du solvant doit m u ltiplier le facteur de choc par un nom bre com pris entre 1 et 4. II montre que les données expérim entales existentes sont en faveur de ce résultat. L e calcul ne s'applique,qu’aux cas où l’éner
gie d ’activation en solution est la même qu'à l’état g a
leux. B . V O D A R .
S u r la t r a n fo r m a t io n o r t h o -p a r a d e l’h y d r o g è n e d a n s les l iq u id e s d ia m a g n é t i q u e s ; Fa r k a s L. et
Sa n d l e r L . (T ra n s.F a ra d a y Soc., 1938, 35, 337-342). —
On a déterm iné a vec précision la vitesse de cette trans
form ation pour l’hydrogène lourd et léger dans les liquides O H 2, O D 2, C6H c, S2C, et Cli,C. La transform a
tion est due à des moments induits agissant dans tous les liquides et auxquels se superpose l’action du para
magnétism e nucléaire, dans les com posés hydrogénés.
Il est possible qu ’il y ait un nouveau genre de passage ortho-para dans le cas de l'ortho-deutérium à la suite de l ’interaction d ’un champ m oléculaire non homogène avec le quadrupôle électrique représentant la molécule D2. Ce quadrupôle p rovien t de la dissym étrie électrique
des 2 noyaux D. b. v o d a r.
L e c h a n g e m e n t d e loi d e s t e m p s d e la f o r m a tion d u c h lo r a t e d a n s les lessiv es de b l a n c h i m e n t a u c h l o r e ; Sk r a b a l A . (Sitzungsberichle Abt.
I l b . , 1938, 147, 276-288). — Etude de la cinétique de la form ation des halogénates dans les lessives de blan chiment. Les lois des temps particulières peuvent se ram ener à une loi générale qui dégénère en loi des tem ps lim ites. Dans ces dernières l'halogène b lan chissant intervien t par la 2' ou 3' puissance de sa con
centration (3e dans le cas du chlore). Ces considérations conduisent à un calcul de la constante de dissociation de l ’acide hypochloreux, en bon accord avec la valeu r
connue. J, l e n o i r.
S u r la c in é t iq u e d e s lessiv es d e b l a n c h i m e n t ;
Sk r a b a l A . (Sitzungsberichte A bl. I I b., 1939, 147, 299-319). — L 'évo lu tio n de la form ation de l’halogénate, apparem m ent com plexe et différente avec les 3 halo
gènes, peut cependant se ram ener à une loi des temps unique, a vec 2 constantes de vitesse, Considérations sur les équ ilibres qui interviennent; calcul des « valeurs d’orientation » des constantes de vitesses.
J. L E N O IR .
L ’h y d r o l y s e d u b r o m e . L ’h y d ra ta tio n d e s ha-
L ’h y d r o l y s e d u b r o m e . L ’h y d ra ta tio n d e s ha-