Voici une ventilation de pourquoi:
* Hypothèses de gaz idéales: La théorie idéale du gaz suppose que les molécules de gaz n'ont pas de volume et n'interagissent pas entre elles. Cela simplifie les calculs mais n'est pas complètement précis dans les scénarios du monde réel.
* Volume de gaz réel: Les molécules de gaz réelles, bien que très petites, occupent un volume fini. Cela signifie que l'espace disponible pour qu'ils se déplacent sont légèrement inférieurs au volume total du conteneur.
* Forces intermoléculaires: Les molécules de gaz réelles s'attirent mutuellement, en particulier à des pressions plus élevées et à des températures plus basses. Ces forces attractives, comme les forces de van der Waals, font que les molécules s'écartent du comportement de gaz idéal où elles sont supposées indépendantes.
en résumé: Le volume fini et les forces intermoléculaires des molécules de gaz réelles provoquent des écarts par rapport à la loi de gaz idéale, en particulier à des pressions élevées et à de faibles températures.
