Här är en uppdelning av varför:
* Idealiska gasantaganden: Idealisk gasteori antar att gasmolekyler inte har någon volym och inte interagerar med varandra. Detta förenklar beräkningarna men är inte helt korrekt i verkliga scenarier.
* Verklig gasvolym: Verkliga gasmolekyler, medan de är mycket små, upptar en ändlig volym. Detta innebär att det tillgängliga utrymmet för dem att röra sig är något mindre än den totala volymen för containern.
* Intermolekylära krafter: Verkliga gasmolekyler lockar varandra, särskilt vid högre tryck och lägre temperaturer. Dessa attraktiva krafter, som van der Waals -krafter, får molekylerna att avvika från det ideala gasbeteendet där de antas vara oberoende.
Sammanfattningsvis: De ändliga volymen och intermolekylära krafterna hos verkliga gasmolekyler orsakar avvikelser från den ideala gaslagen, särskilt vid höga tryck och låga temperaturer.
