En ægte gas adskiller sig fra et ideal, fordi molekylerne af har?

Her er en sammenbrud af hvorfor:

* Ideelle gasforudsætninger: Ideel gasteori antager, at gasmolekyler ikke har nogen volumen og ikke interagerer med hinanden. Dette forenkler beregninger, men er ikke helt nøjagtige i scenarier i den virkelige verden.

* Ægte gasvolumen: Rigtige gasmolekyler, selvom de er meget små, besætter et begrænset volumen. Dette betyder, at den plads, der er tilgængelig for dem til at bevæge sig rundt, er lidt mindre end den samlede volumen af ​​beholderen.

* Intermolekylære kræfter: Ægte gasmolekyler tiltrækker hinanden, især ved højere tryk og lavere temperaturer. Disse attraktive kræfter, som van der Waals -styrker, får molekylerne til at afvige fra den ideelle gasadfærd, hvor de antages at være uafhængige.

Kortfattet: De endelige volumen og intermolekylære kræfter af reelle gasmolekyler forårsager afvigelser fra den ideelle gaslov, især ved høje tryk og lave temperaturer.