352 SULLA. DILATAZIONE TERMICA 



cole, così la forinola (33 deve essere moltiplicata pel rap- 

 porto -f cioè per ^^ ; ossia bisogna , come fa Vaii der 

 Waols, sostituire nella (33 a u, v—b dove b ha il signi- 

 ficato teoretico sopra enunciato. 



Sostituendo nella (33 alla pressione P totale la somma 

 della pressione esterna p ed Interna p = ^, come si è vi- 

 sto, la (33 si trasforma nella (30. 



Ora bisogna osservare, come nota anche il Blaserna, 

 che per una pressione molto grande (interna ed esterna) 

 come è quella a cui sono in certi casi sottoposti i liquidi 

 la -|- , ossia il volume molecolare, può essere una frazione 

 considerevole ^ -g^ ( le molecole essendo ravvicinate ) del 

 volume totale, e quindi può essere v'^b-, in questo caso si 

 avrebbe l^ ^0 , risultato assurdo. Ciò dimostra che le ipo- 

 tesi sulle quali la (34 riposa non sono giustificate nel caso 

 di alte pressioni ed in tali condizioni danno risultati as- 

 surdi; la correzione introdotta allora non è più esatta e la 

 formola di Van der Waals diventa inapplicabile. 



Ci possiamo convincere di ciò esaminando i varii va- 

 lori di b ricavate dalle esperienze di Andrews per l' acido 

 carbonico ; costanti quando esso è gassoso, non lo sono 

 ■ più, come dovrebbero essere, quando esso è liquido. 



Riassumendo adunque concluderemo che per l' etere 

 solforico alla temperatura e pressione alla quale è stato da 

 noi esaminato, la formola di Van der Waals più non si ve- 

 rifica e che essa è in difetto per tutti quei liquidi pei quali, 

 le attrazioni molecolari essendo considerevoli e le molecole 

 ravvicinate fra di loro, il volume molecolare è tale da non 

 potersi fare la ipotesi dalle quali è stata ricavata la equa- 

 zione (34. L'etere è forse in tale condizione. 



Sarebbe interessante il ricercare se esistono liquidi per 

 i quali possa essere ed in quali condizioni applicabile la 

 formola di Van der Waals. 



