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subies par une vapeur idéale considérée comme absolument 
pure, n'ayant de contact qu'avec elle-même. 
Presque toutes les recherches faites par les physiciens 
tendent à se rapprocher de ce cas idéal; c’est la raison 
pour laquelle, en opérant sur des corps très purs, les expé- 
rimentateurs de Leyde sont parvenus à montrer avec raison 
que, dans ce cas, à une pression et à une température ne 
peut correspondre qu'un seul volume au-dessus du point 
critique. S'ils avaient pu réaliser à un plus haut degré 
encore cette condition de pureté, 1ls auraient vérifié en 
dessous du point critique la complète exactitude de la for- 
mule de Van der Waals. 
La température critique d’un gaz doit donc se définir 
d’après Van der Waals : la température à partir de laquelle 
le volume d’un gaz est susceptible de prendre trois valeurs 
différentes pour une pression déterminée. 
Mais s’il est utile de se rendre compte de ce qui arri- 
verait si l’on pouvait réaliser une vapeur complètement 
pure, 1l n’est pas moins nécessaire de se livrer à un 
semblable examen en considérant les liquides dans les 
mêmes conditions. 
Considérons d’abord les deux phases de la substance à 
l’état liquide et à l’état de vapeur, et traçons le diagramme 
exprimant les variations de tension avec la température 
(fig. 2). Lorsque l'on considère la vapeur, celle-ci étant 
douée d’une force expansive, la tension sera positive, et 
nous la porterons au-dessus de l’axe des températures. Si 
nous représentons par { la température critique (où nous 
supposerons le liquide complètement évaporé), la courbe 
exprimant les variations de pression avec la température 
affectera la forme a, b, c. | 
Considérons maintenant la phase liquide; la tension 
