Van der Waals ligning:Faktorer, der forårsager reelle gasafvigelser

1. Intermolekylære kræfter: Ideelle gasser antages ikke at have nogen interaktion mellem deres molekyler. Men ægte gasser udviser svage tiltrækningskræfter, kendt som van der Waals-kræfter. Disse kræfter opstår fra midlertidige fluktuationer i elektronfordelingen omkring molekyler, hvilket fører til midlertidige dipoler, der tiltrækker nabomolekyler. Denne tiltrækning reducerer trykket, som gassen udøver, sammenlignet med, hvad man ville forvente af den ideelle gaslov.

2. Endelig volumen af gasmolekyler: Ideelle gasser antages at have nul volumen. I virkeligheden optager molekyler et begrænset volumen. Det betyder, at den ledige plads, der er til rådighed for molekylerne at bevæge sig rundt i, er mindre end beholderens samlede volumen. Denne reduktion i tilgængeligt volumen øger trykket, der udøves af gassen, sammenlignet med, hvad man ville forvente af den ideelle gaslov.

Disse to faktorer, intermolekylære kræfter og endeligt molekylært volumen, er redegjort for i van der Waals-ligningen, som giver en mere præcis beskrivelse af reel gasadfærd end den ideelle gaslov.