Existe una dependencia de la temperatura, para una misma molécula cuanto más baja es la temperatura, más pequeño es el mínimo $Z$ . Esto se puede ver si se traza $Z$ vs $P$ utilizando la ecuación de Van der Waals. Esto tiene sentido porque a menor temperatura ( y por tanto menor energía) las moléculas son más capaces de asociarse entre sí y por tanto son menos "ideales", es decir, hay menos energía con la que romper las interacciones intermoleculares.
Si se traza $Z$ vs $P$ utilizando presión, temperatura y volumen reducidos, como $T_r=T/T_c,\; P_r=P/P_c,\;V_r=V/V_c$ donde el subíndice $c$ indica valores en el punto crítico, entonces muchos gases caen en las mismas parcelas a una temperatura determinada. Esto se denomina "Ley de los estados correspondientes". Las constantes $a$ y $b$ se eliminan de la ecuación final para $Z$ aunque parece que se utilizarán, haciendo que la ecuación resultante sea "universal". Así, todos los gases se comportan de la misma manera cuando se comparan en las condiciones correspondientes".
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$Z$ vs $P_r$ a diferentes temperaturas reducidas
Para un gas de Van der Waals $(P+a/V_m^2)(V_m-b)=RT$ donde $a$ y $b$ se obtienen del experimento para cada gas y $V_m$ es el volumen molar y $T_C=8a/(27Rb), \; P_c=a/(27b^2) ,\; V_{mc}=3b$ donde $V_{mc}$ es el volumen molar crítico.
