1. Intermolekylära krafter: Ideala gaser antas inte ha någon interaktion mellan sina molekyler. Men verkliga gaser uppvisar svaga attraktionskrafter, kända som van der Waals-krafter. Dessa krafter uppstår från tillfälliga fluktuationer i elektronfördelningen runt molekyler, vilket leder till tillfälliga dipoler som attraherar närliggande molekyler. Denna attraktion minskar trycket som utövas av gasen jämfört med vad som skulle förväntas av den ideala gaslagen.
2. Ändlig volym av gasmolekyler: Idealiska gaser antas ha noll volym. I verkligheten upptar molekyler en ändlig volym. Det betyder att det lediga utrymmet för molekylerna att röra sig i är mindre än behållarens totala volym. Denna minskning av tillgänglig volym ökar trycket som utövas av gasen, jämfört med vad som skulle förväntas av den ideala gaslagen.
Dessa två faktorer, intermolekylära krafter och ändlig molekylvolym, redovisas i van der Waals ekvation, som ger en mer exakt beskrivning av verkligt gasbeteende än den ideala gaslagen.
