Aquí hay un desglose de por qué:
* Suposiciones de gas ideales: La teoría del gas ideal supone que las moléculas de gas no tienen volumen y no interactúan entre sí. Esto simplifica los cálculos, pero no es completamente preciso en los escenarios del mundo real.
* Volumen de gas real: Las moléculas de gas reales, aunque muy pequeñas, ocupan un volumen finito. Esto significa que el espacio disponible para que se muevan es ligeramente menor que el volumen total del contenedor.
* Fuerzas intermoleculares: Las moléculas de gas reales se atraen entre sí, especialmente a presiones más altas y temperaturas más bajas. Estas fuerzas atractivas, como las fuerzas de van der Waals, hacen que las moléculas se desvíen del comportamiento ideal del gas donde se supone que son independientes.
En resumen: El volumen finito y las fuerzas intermoleculares de las moléculas de gas reales causan desviaciones de la ley de gas ideal, especialmente a altas presiones y bajas temperaturas.
