Les écarts de comportement des gaz réels par rapport au modèle du gaz parfait ont pour origine les 2 faits suivants :

• les molécules de gaz ne sont pas ponctuelles : c'-à-d qu'elles possèdent chacune un volume propre. Et donc le volume réellement offert au gaz est par inférieur au volume total V qui apparait dans l'équation d'état des gaz parfaits.
• et les molécules de gaz ne sont pas sans interaction : c'-à-d qu'iI existe entre elles des forces d’attraction réciproque (forces de VAN DER WAALS, et/ou liaisons hydrogène).

VAN DER WAALS a proposé en 1873 une équation d’état décrivant les gaz réels, sous la forme : \(\left (p + {a \over {V^2}} \right ) \cdot (V-b)= {n_{gaz}} \cdot R \cdot T\) ; pour laquelle a et b sont des termes constants propres à chaque gaz. Le terme b (= le covolume) est assimilé au volume propre total de l’ensemble des molécules de gaz.

En cas d’insuffisance de cette dernière équation d’état, il sera possible d’utiliser l’équation d’état dite du Viriel, sous la forme : \(p \cdot V^{*}_m=R \cdot T \cdot \left ( 1 + {A \over {V^{*}_{m}}}+{B \over {V^{*2}_{m}}}+ \cdots \right )\) ; pour laquelle A, B. . . sont des fonctions de la température T.