Os gases reais diferem do comportamento ideal porque, quando colocados em baixas temperaturas e altas pressões, os gases reais desafiam os dois pressupostos da teoria cinética molecular. O físico holandês Johannes van der Waals foi o primeiro a desenvolver uma explicação para os desvios reais de gás.
A teoria cinética molecular tem duas premissas para gases reais que causam problemas em baixas temperaturas e altas pressões (como em gases reais se desviam desse comportamento ideal). A teoria cinética molecular assume que as partículas de gás ocuparão apenas uma pequena fração do volume total do gás. Em segundo lugar, a teoria assume que as moléculas de gás não terão atração.
A primeira suposição só é válida em pressões que são aproximadamente um atm. No entanto, quando a compressão do gás aumenta a pressão, essa suposição não funciona mais; o volume real do gás torna-se maior do que a equação do gás ideal antecipa.
A segunda suposição é inválida porque, se não houvesse atração entre as partículas de gás, esse gás nunca poderia se tornar um líquido, o que exigiria sua condensação. Na realidade, existe uma força minúscula de atração, mantendo as moléculas juntas. Quando as temperaturas caem, os gases reais tornam-se líquidos, desafiando os pressupostos de comportamento ideal.
