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paraît devenir sensiblement constante ; il est donc facile de la représenter 
empiriquement. 
» Si la fonction ọ(v) était absolument constante, la relation (2) pren- 
drait la forme 
M{(v— à) 
p(s—e)=AÎT- nr 
M. a 
(p AF pot fe AFR ,, —) (# sE a) Pi AT, 
qui contiendrait comme cas particulier la formule de Van der Waals, qui est 
M r 
(p+ 5) 0—2) =ArT. 
» La formule (2) peut paraître présenter d'assez grandes difficultés dans 
le calcul des coefficients numériques : il n’en est rien, parce que, en suivant 
la marche que je viens d'indiquer, les coefficients des fonctions F(p) el 
(v) se calculent séparément. 
» La relation p = c(t — t,), à laquelle j'ai été conduit dès le début, con- 
tient évidemment la loi de dilatation des gaz sous volume constant, qui 
peut s’énoncer ainsi : Lorsqu'on chauffe une masse déterminée de gaz sous 
volume constant, la pression est continuellement proportionnelle à la température 
absolue, diminuée d’une quantité constante. Cette quantité varie avec le volume 
arbitrairement choisi et ne dépend que de lui. 
» Pour les gaz: parfaits, il résulte de la forme même de F(») que la 
constante devient nulle, et alors la pression est simplement proportion- 
nelle à la température absolue. 
» Les considérations qui précèdent ne s'appliquent qu’à l’état gazeux 
proprement dit, c’est-à-dire à un réseau de courbes relatives à des tempé- 
ratures supérieures au point critique, ou tout au moins, pour les pitié 
courbes, à des pressions inférieures à celles qui produisent la liquéfaction. 
S'il s'agissait d'obtenir une relation s’appliquant à la fois à l'état gazeux et 
à l'état liquide, on m'aurait plus z = f(v), car, au-dessous du point cri- 
€ 
tique, les courbes doivent forcément se resserrer rapidement ; f (v ) et pt 
deviennent fonction aussi de la température, comme cela a lieu dans là 
formule de Clausius 
(p+ TOFT) (v—.«) = AT, 
M d 
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pour le terme qui correspondrait à F(w); toutefois, ce terme TFP 
