1. Intermoleculaire krachten: Er wordt aangenomen dat ideale gassen geen interacties tussen hun moleculen hebben. Echte gassen vertonen echter zwakke aantrekkingskrachten, bekend als van der Waals-krachten. Deze krachten komen voort uit tijdelijke fluctuaties in de elektronenverdeling rond moleculen, wat leidt tot tijdelijke dipolen die naburige moleculen aantrekken. Deze aantrekkingskracht vermindert de druk die door het gas wordt uitgeoefend in vergelijking met wat zou worden verwacht op basis van de ideale gaswet.

2. Eindig volume gasmoleculen: Er wordt aangenomen dat ideale gassen een volume nul hebben. In werkelijkheid nemen moleculen een eindig volume in beslag. Dit betekent dat de vrije ruimte die beschikbaar is voor de moleculen om zich te verplaatsen kleiner is dan het totale volume van de container. Deze vermindering van het beschikbare volume verhoogt de druk die door het gas wordt uitgeoefend, vergeleken met wat zou worden verwacht op basis van de ideale gaswet.

Met deze twee factoren, intermoleculaire krachten en eindig moleculair volume, wordt rekening gehouden in de Van der Waals-vergelijking, die een nauwkeuriger beschrijving geeft van het echte gasgedrag dan de ideale gaswet.