Por supuesto que sí.
Ayuda un poco comparar el gas ideal con un modelo que hace tomar nota del tamaño de las moléculas y de las fuerzas que ejercen unas sobre otras. El gas de Van der Waals tiene parámetros explícitos para ambos comportamientos. Compara las ecuaciones de estado de estos dos modelos \begin{align} Pv &= k_B T \tag{ideal gas} \\ \left(P + \frac{a}{v^2}\right)(v - b) &= k_B T \tag{van der Waals gas} \;, \end{align} donde $a$ representan la atracción neta entre las moléculas, $b$ representan el volumen realmente ocupado por una molécula, y he escrito $v = V/N$ para el volumen medio disponible para cualquier molécula (de modo que $b/v$ es la fracción de volumen ocupada por las moléculas, cosa que se supone que desaparece en el caso ideal).
Este modelo más complicado muestra la capacidad de condensación en un líquido, un comportamiento que el modelo de gas ideal no duplica. Sin embargo, a baja densidad y alta temperatura, el gas de Van der Waals tiene la misma capacidad calorífica que el gas ideal.
Por otro lado, un gas ideal no monatómico obtiene simplemente la adición de modos internos rotacionales y vibracionales, y sigue utilizando la misma ecuación de estado Aunque los nuevos supuestos afectan a la capacidad calorífica a todas las temperaturas, no permiten que el sistema presente condensación. Si se tiene en cuenta el efecto de la mecánica cuántica en estos modos internos, la capacidad calorífica muestra pasos en los datos de los gases reales que el gas ideal monoatómico no reporta fielmente.
Así, el gas de Van der Waals y la introducción de modos moleculares internos representan dos formas diferentes de introducir una física más complicada en el modelo de gas más simple.
De cualquier manera estamos ampliando un modelo útil, pero incompleto, que permite captar más comportamientos observados que la versión ingenua.
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Las moléculas diatómicas siguen siendo prácticamente partículas puntuales para los gases de baja densidad (como en la presión atmosférica).