1. Forces intermoléculaires : Les gaz parfaits sont supposés n’avoir aucune interaction entre leurs molécules. Cependant, les gaz réels présentent de faibles forces d’attraction, appelées forces de Van der Waals. Ces forces résultent de fluctuations temporaires de la distribution électronique autour des molécules, conduisant à des dipôles temporaires qui attirent les molécules voisines. Cette attraction réduit la pression exercée par le gaz par rapport à ce que l’on pourrait attendre de la loi des gaz parfaits.
2. Volume fini de molécules de gaz : Les gaz parfaits sont supposés avoir un volume nul. En réalité, les molécules occupent un volume fini. Cela signifie que l’espace libre disponible pour le déplacement des molécules est inférieur au volume total du conteneur. Cette réduction du volume disponible augmente la pression exercée par le gaz, par rapport à ce que l'on pourrait attendre de la loi des gaz parfaits.
Ces deux facteurs, les forces intermoléculaires et le volume moléculaire fini, sont pris en compte dans l'équation de van der Waals, qui fournit une description plus précise du comportement réel du gaz que la loi des gaz parfaits.