Aunque la mayoría de los gases se comportan como un gas ideal a las presiones ordinarias, su comportamiento se desvía del ideal a presiones suficientemente altas o temperaturas suficientemente bajas, es decir, cuando la densidad del gas es elevada y las moléculas, por término medio, no están muy alejadas. La ecuación de Van der Waals describe el comportamiento de muchos gases reales, en un amplio margen de presiones con más exactitud que la ecuación de estado del gas ideal (PV = nRT).
En esta ecuación aparece b por que lás moléculas del gas no son partículas puntualessino que tienen tamaño finito. El valor de b es el volumen de un mol de moléculas del gas. (mL/mol)
La constante a depende del tipo de gas y es pequeña en el caso de los gases inertes que poseen una pequeña interacción química.
Los términos bn y
son ambas despreciables cuando cuando el volumen V es grande, en decir a densidades bajas. Así pues, en estos casos, la ecuación de Van der Waals tiende a la ley de los gases ideales, mientras que a densidades altas proporcionan una descripción mucho mejor del comportamiento de los gases reales.http://www.educaplus.org/gases/gasesreales.html
