Discussão qualitativa sobre quando o gás ideal deixa de funcionar e por que o modelo de Van der Waals introduz volume molecular finito e interações atrativas.
O gás ideal é uma excelente aproximação para vapores muito diluídos, mas falha quando a distância média entre moléculas diminui ou quando a energia térmica não é suficiente para tornar desprezíveis as forças intermoleculares.
Figura: célula experimental próxima ao ponto crítico, onde as flutuações de densidade tornam-se macroscopicamente visíveis.
Ao comprimir o gás, o volume próprio das moléculas passa a ocupar uma fração relevante do volume total. A hipótese de partículas pontuais deixa de ser aceitável.
Com menor energia cinética, as atrações intermoleculares se tornam importantes. O gás pode condensar, entrando em uma transição de fase ausente no modelo ideal.
Van der Waals reduz o volume disponível ao movimento molecular, incorporando o espaço excluído pelas partículas reais.
As forças atrativas diminuem a pressão exercida nas paredes. A equação corrige esse efeito e abre caminho para descrever liquefação e coexistência líquido-vapor.