Os gases reais diferem dos gases ideais porque as moléculas de gases reais têm volume e experimentam forças intermoleculares .

Aqui está um colapso do porquê:

* suposições de gás ideais: A teoria do gás ideal assume que as moléculas de gás não têm volume e não interagem entre si. Isso simplifica os cálculos, mas não é completamente preciso em cenários do mundo real.
* Volume real de gás: Moléculas de gás reais, embora muito pequenas, ocupam um volume finito. Isso significa que o espaço disponível para eles se moverá é um pouco menor que o volume total do contêiner.
* Forças intermoleculares: Moléculas reais de gás se atraem, especialmente a pressões mais altas e temperaturas mais baixas. Essas forças atraentes, como as forças de van der Waals, fazem com que as moléculas se desviem do comportamento ideal do gás, onde se supõe que sejam independentes.

em resumo: O volume finito e as forças intermoleculares das moléculas de gás reais causam desvios da lei ideal de gás, especialmente em altas pressões e baixas temperaturas.