Reale Gase unterscheiden sich vom idealen Verhalten, weil reale Gase bei niedrigen Temperaturen und hohem Druck den beiden Annahmen der kinetischen Molekulartheorie trotzen. Der niederländische Physiker Johannes van der Waals entwickelte als erster eine Erklärung für die realen Gasabweichungen.
Die kinetische Molekulartheorie hat zwei Annahmen für reale Gase, die bei niedrigen Temperaturen und hohen Drücken Probleme verursachen (wie bei realen Gasen von dieser Vorstellung abweichendes Verhalten). Die kinetische Molekulartheorie geht davon aus, dass Gasteilchen nur einen winzigen Bruchteil des Gesamtvolumens des Gases einnehmen. Zweitens geht die Theorie davon aus, dass die Gasmoleküle keine Anziehungskraft haben.
Die erste Annahme gilt nur bei Drücken von ungefähr einer atm. Wenn jedoch die Gaskompression den Druck erhöht, funktioniert diese Annahme nicht mehr; das reale Gasvolumen wird größer als die ideale Gasgleichung erwartet.
Die zweite Annahme ist ungültig, denn wenn es keine Anziehung zwischen Gaspartikeln gäbe, könnte dieses Gas niemals flüssig werden, was eine Kondensation erfordern würde. In Wirklichkeit existiert eine winzige Anziehungskraft, die die Moleküle zusammenhält. Wenn die Temperaturen sinken, werden echte Gase zu Flüssigkeiten und widersetzen sich den Annahmen eines idealen Verhaltens.
