Les gaz réels diffèrent du comportement idéal car, lorsqu'ils sont réglés à basse température et à haute pression, les gaz réels défient les deux hypothèses de la théorie moléculaire cinétique. Le physicien néerlandais Johannes van der Waals a été le premier à développer une explication des écarts de gaz réels.
La théorie moléculaire cinétique a deux hypothèses pour les gaz réels qui causent des problèmes à basses températures et à hautes pressions (comme dans les gaz réels s'écartent de cette idée de comportement). La théorie moléculaire cinétique suppose que les particules de gaz n'occuperont qu'une infime fraction du volume total du gaz. Deuxièmement, la théorie suppose que les molécules de gaz n'auront aucune attraction.
La première hypothèse n'est valable qu'à des pressions d'environ un atm. Cependant, lorsque la compression du gaz augmente la pression, cette hypothèse ne fonctionne plus ; le volume de gaz réel devient plus grand que l'équation des gaz parfaits ne l'anticipe.
La deuxième hypothèse est invalide car s'il n'y avait pas d'attraction entre les particules de gaz, ce gaz ne pourrait jamais devenir un liquide, ce qui l'obligerait à se condenser. En réalité, une minuscule force d'attraction existe, maintenant les molécules ensemble. Lorsque les températures chutent, les vrais gaz deviennent liquides, défiant les hypothèses de comportement idéal.
