Los gases reales difieren del comportamiento ideal porque, cuando se fijan en bajas temperaturas y altas presiones, los gases reales desafían los dos supuestos de la teoría cinética molecular. El físico holandés Johannes van der Waals fue el primero en desarrollarse. Una explicación de las desviaciones reales del gas.
La teoría cinética molecular tiene dos supuestos para los gases reales que causan problemas en bajas temperaturas y altas presiones (ya que los gases reales se desvían de este comportamiento de la idea). La teoría molecular cinética asume que las partículas de gas solo ocuparán una pequeña fracción del volumen total del gas. En segundo lugar, la teoría supone que las moléculas de gas no tendrán atracción.
El primer supuesto solo es válido a presiones que son aproximadamente de un cajero automático. Sin embargo, cuando la compresión de gas aumenta la presión, esa suposición ya no funciona; el volumen de gas real se vuelve más grande de lo que la ecuación de gas ideal anticipa.
El segundo supuesto no es válido porque si no hubiera atracción entre las partículas de gas, ese gas nunca podría convertirse en líquido, lo que requeriría que se condensara. En realidad, existe una fuerza minúscula de atracción, que mantiene las moléculas juntas. Cuando las temperaturas caen, los gases reales se convierten en líquidos, desafiando los supuestos del comportamiento ideal.
