Ecco una rottura del perché:
* Ipotesi di gas ideali: La teoria del gas ideale presuppone che le molecole di gas non abbiano volume e non interagiscano tra loro. Ciò semplifica i calcoli ma non è completamente accurato negli scenari del mondo reale.
* Volume del gas reale: Le vere molecole di gas, sebbene molto piccole, occupano un volume finito. Ciò significa che lo spazio disponibile per muoversi è leggermente inferiore al volume totale del contenitore.
* Forze intermolecolari: Le molecole di gas reali si attraggono, specialmente a pressioni più elevate e temperature più basse. Queste forze attraenti, come le forze di van der Waals, fanno sì che le molecole si discostassero dal comportamento ideale del gas in cui si presume siano indipendenti.
In sintesi: Il volume finito e le forze intermolecolari di molecole di gas reali causano deviazioni dalla legge ideale del gas, in particolare ad alte pressioni e basse temperature.
