1. Fuerzas intermoleculares: Se supone que los gases ideales no tienen interacciones entre sus moléculas. Sin embargo, los gases reales exhiben fuerzas de atracción débiles, conocidas como fuerzas de van der Waals. Estas fuerzas surgen de fluctuaciones temporales en la distribución de electrones alrededor de las moléculas, lo que genera dipolos temporales que atraen a las moléculas vecinas. Esta atracción reduce la presión ejercida por el gas en comparación con lo que se esperaría de la ley de los gases ideales.
2. Volumen finito de moléculas de gas: Se supone que los gases ideales tienen volumen cero. En realidad, las moléculas ocupan un volumen finito. Esto significa que el espacio libre disponible para que se muevan las moléculas es menor que el volumen total del recipiente. Esta reducción del volumen disponible aumenta la presión ejercida por el gas, en comparación con lo que se esperaría de la ley de los gases ideales.
Estos dos factores, las fuerzas intermoleculares y el volumen molecular finito, se tienen en cuenta en la ecuación de van der Waals, que proporciona una descripción más precisa del comportamiento de los gases reales que la ley de los gases ideales.
