Hier is een uitsplitsing van waarom:

* Ideale gasaannames: Ideale gastheorie veronderstelt dat gasmoleculen geen volume hebben en niet met elkaar communiceren. Dit vereenvoudigt berekeningen maar is niet volledig nauwkeurig in real-world scenario's.

* Echt gasvolume: Echte gasmoleculen, hoewel erg klein, bezetten een eindig volume. Dit betekent dat de beschikbare ruimte om te bewegen iets minder is dan het totale volume van de container.

* intermoleculaire krachten: Echte gasmoleculen trekken elkaar aan, vooral bij hogere drukken en lagere temperaturen. Deze aantrekkelijke krachten, zoals van der Waals -krachten, zorgen ervoor dat de moleculen afwijken van het ideale gasgedrag waarbij ze worden aangenomen dat ze onafhankelijk zijn.

Samenvattend: Het eindige volume en intermoleculaire krachten van echte gasmoleculen veroorzaken afwijkingen van de ideale gaswet, vooral bij hoge drukken en lage temperaturen.