El segundo punto es mera coincidencia .
El comportamiento ideal del gas se aproxima a bajas presiones y altas temperaturas. Esto se debe a que suponemos que las partículas de gas son pequeñas esferas de tamaño insignificante . Además, suponemos que la única interacción entre las partículas de gas ideales son las colisiones perfectamente elásticas; No hay fuerzas de atracción o repulsión entre dos partículas de gas. Estos dos supuestos son bastante precisos a (1) baja presión cuando la mayor parte del volumen es espacio vacío y (2) la temperatura (velocidad cinética promedio) es lo suficientemente alta como para descuidar las fuerzas intermoleculares. Sin embargo, podemos comprimir el gas a una presión lo suficientemente alta donde el espacio ocupado por las partículas no sea despreciable. Del mismo modo, podemos disminuir la temperatura (esencialmente ralentizar las partículas de gas) hasta un punto donde las atracciones entre las moléculas de gas afectarán el camino que toman en el contenedor.
Entonces, ¿por qué el factor Z cruza 1 nuevamente? Es el punto donde las no-idealidades del gas se cancelan. Tome la ecuación de estado de Van Der Waal: [matemáticas] {} \ bigg (P + \ frac {a} {\ bar {V} ^ 2} \ bigg) \ big (\ bar {V} -b \ big) = RT [/ math] donde [math] a [/ math] y [math] b [/ math] son factores de corrección de la ecuación de estado ideal: [math] Z = \ frac {PV} {RT} [/ math] para presión y volumen respectivamente. Es fácil ver que podría haber una temperatura y presión donde [matemática] (Vb) [/ matemática] se contrae Z y [matemática] \ bigg (P + \ frac {a} {\ bar {V} ^ 2} \ bigg) [/ math] aumenta Z en la misma cantidad para dar como resultado un factor Z de 1. Sin embargo, este punto no es ideal .
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donde ayb son las constantes de VW. Por encima de 200 bares cuando el aire alcanza la temperatura de Boyle, exhibe un comportamiento ideal. 
