Aqui estão dois fatores que van der Waals propôs para explicar o desvio dos gases reais do comportamento ideal:

1. Forças intermoleculares: Supõe-se que gases ideais não tenham interações entre suas moléculas. No entanto, os gases reais exibem forças de atração fracas, conhecidas como forças de van der Waals. Essas forças surgem de flutuações temporárias na distribuição de elétrons em torno das moléculas, levando a dipolos temporários que atraem moléculas vizinhas. Esta atração reduz a pressão exercida pelo gás em comparação com o que seria esperado da lei dos gases ideais.

2. Volume finito de moléculas de gás: Supõe-se que os gases ideais tenham volume zero. Na realidade, as moléculas ocupam um volume finito. Isso significa que o espaço livre disponível para as moléculas se movimentarem é menor que o volume total do recipiente. Esta redução no volume disponível aumenta a pressão exercida pelo gás, em comparação com o que seria esperado da lei dos gases ideais.

Esses dois fatores, forças intermoleculares e volume molecular finito, são contabilizados na equação de van der Waals, que fornece uma descrição mais precisa do comportamento do gás real do que a lei dos gases ideais.