• La legge del gas ideale e' seguita con buona approssimazione da tutti i gas a pressioni sufficientemente basse. Tuttavia, a pressioni piu' elevate, si osservano delle deviazioni dal comportamento ideale.
• La pressione che un gas esercita sulle pareti del recipiente che lo contiene e' dovuta agli urti delle molecole contro le pareti. A basse pressioni, la concentrazione del gas in molecole per unita' di volume e' bassa ($n/V=P/RT$) e quindi due molecole di gas si incontrano raramente.
• Ad alte pressioni, l'``affollamento'' e' maggiore e gli incontri fra le molecole del gas sono piu' frequenti. Quando due molecole si incontrano, esercitano mutue forze di attrazione intermolecolari (che vedremo piu' in dettaglio in seguito): cio' fa si' che per un certo tempo, le due molecole restino associate:
  
  $$X+X=\xy*{X};p+/r2em/*{X}**\dir{-}\endxy$$
  
  
  La frequenza degli incontri e' proporzionale alla concentrazione dei due partners:
  $$\begin{eqnarray*} \fbox{frequenza}&\propto&\fbox{conc. di {$X$}}\times\fbox{conc. di {$X$}}\\ &\propto&\Parenthesis{\frac{n}{V}}^2 \end{eqnarray*}$$
  
  

• Le forze di attrazione intermolecolare diminuiscono la frequenza degli urti contro le pareti del recipiente e quindi la pressione esercitata dal gas risulta minore di quella ``ideale''.
• Un altro effetto provocato dalla pressione elevata di un gas e' in relazione al volume effettivamente disponibile.
• Le molecole del gas hanno un loro volume: tale volume diventa apprezzabile in confronto al volume del recipiente quando la densita' del gas in molecole per unita' di volume e' elevata (e cio' si verifica ad alte pressioni: $n/V=P/RT$).
• In tali condizioni, il volume ``geometrico'' misurabile per il gas e' in realta' maggiore del volume effettivamente disponibile, perche' parte del volume geometrico e' in realta' riempito dalle molecole.