1. Forze intermolecolari: Si presuppone che i gas ideali non abbiano interazioni tra le loro molecole. Tuttavia, i gas reali presentano deboli forze attrattive, note come forze di van der Waals. Queste forze derivano da fluttuazioni temporanee nella distribuzione degli elettroni attorno alle molecole, portando a dipoli temporanei che attraggono le molecole vicine. Questa attrazione riduce la pressione esercitata dal gas rispetto a quanto ci si aspetterebbe dalla legge dei gas ideali.
2. Volume finito delle molecole di gas: Si presuppone che i gas ideali abbiano volume nullo. In realtà, le molecole occupano un volume finito. Ciò significa che lo spazio libero disponibile per il movimento delle molecole è inferiore al volume totale del contenitore. Questa riduzione del volume disponibile aumenta la pressione esercitata dal gas, rispetto a quanto ci si aspetterebbe dalla legge dei gas ideali.
Questi due fattori, le forze intermolecolari e il volume molecolare finito, sono presi in considerazione nell'equazione di van der Waals, che fornisce una descrizione più accurata del comportamento dei gas reali rispetto alla legge dei gas ideali.
