Prawdziwe gazy różnią się od idealnych zachowań, ponieważ gdy są ustawione w niskich temperaturach i wysokich ciśnieniach, rzeczywiste gazy przeciwstawiają się dwóm założeniom teorii kinetycznej molekularnej. Holenderski fizyk Johannes van der Waals jako pierwszy opracował wyjaśnienie rzeczywistych odchyleń gazu.
Kinetyczna teoria molekularna ma dwa założenia dotyczące rzeczywistych gazów, które powodują problemy w niskich temperaturach i wysokich ciśnieniach (ponieważ w rzeczywistych gazach odbiegają od tego sposobu myślenia). Teoria kinetyczno-molekularna zakłada, że cząstki gazu zajmą tylko niewielką część całkowitej objętości gazu. Po drugie, teoria zakłada, że cząsteczki gazu nie będą przyciągać.
Pierwsze założenie jest ważne tylko przy ciśnieniach wynoszących z grubsza jeden atm. Jednakże, gdy kompresja gazu zwiększa ciśnienie, to założenie już nie działa; rzeczywisty objętości gazu staje się większy niż przewiduje równanie idealnego gazu.
Drugie założenie jest nieważne, ponieważ gdyby nie było przyciągania między cząstkami gazu, ten gaz nigdy nie mógłby stać się cieczą, co wymagałoby kondensacji. W rzeczywistości maleńka siła przyciągania utrzymuje cząsteczki razem. Kiedy temperatury spadają, rzeczywiste gazy stają się cieczami, co jest sprzeczne z założeniami idealnego zachowania.
