Desvio do comportamento ideal

Os gases se comportam quase idealmente em baixa pressão e alta temperatura porque suas moléculas permanecem distantes, tornando atrações e repulsões intermoleculares negligenciáveis. Nessas condições, o gás segue de perto a equação pV_m = RT, onde V_m é o volume molar de um gás.

No entanto, os gases reais seguem a equação de van der Waals porque se desviam da idealidade em altas pressões e baixas temperaturas, onde as forças intermoleculares e o volume ocupado pelas moléculas tornam-se significativos.

Para quantificar essa diferença de gases em relação ao comportamento ideal, o fator de compressão, Z, é definido como a razão entre o volume molar de um gás real e o de um gás ideal sob as mesmas condições.

Para um gás ideal, Z é igual a um em todas as pressões. Para gases reais, Z aproxima-se de um em pressões muito baixas, e excede um em pressões altas, enquanto Z é menor que um para a maioria dos gases em pressões moderadas.

A equação virial de estado refina a lei dos gases ideais adicionando termos para variáveis de pressão.

Ele utiliza coeficientes viriais dependentes de Z e da temperatura para medir desvios do comportamento dos gases ideais.