Os gases reais desviam-se do comportamento ideal, particularmente em altas pressões e baixas temperaturas. Os desvios ocorrem devido a vários fatores que distinguem os gases reais dos gases ideais:
1.
Forças intermoleculares: Partículas de gás real exibem forças atrativas e repulsivas entre si, conhecidas como forças intermoleculares. Estas forças influenciam o comportamento dos gases, particularmente a altas pressões, quando as partículas estão densamente compactadas.
2.
Volume Finito de Partículas de Gás: Ao contrário dos gases ideais, as partículas de gases reais têm tamanho finito e ocupam algum espaço. Isto se torna significativo em altas pressões porque o volume efetivo disponível para o movimento das partículas diminui.
3.
Movimento molecular não aleatório: A suposição de movimento molecular completamente aleatório em gases ideais não se aplica a gases reais. As forças intermoleculares podem introduzir correlações e padrões no movimento de partículas reais de gases.
4.
Colisões variáveis: Em gases reais, as colisões entre partículas não são perfeitamente elásticas como assumido no modelo de gás ideal. As interações entre as partículas resultam em transferência de energia e mudanças de energia interna, afetando as relações pressão-volume-temperatura.
Os desvios do comportamento ideal são descritos por equações de estado, como a equação de van der Waals, que leva em conta os efeitos das forças intermoleculares e do volume finito de partículas. Os gases reais aproximam-se do comportamento ideal em altas temperaturas e baixas pressões, onde a influência destes fatores torna-se insignificante.
