Wśród chemików i fizyków termin „gazy rzeczywiste” jest używany do nazywania takich gazów, których właściwości najbardziej bezpośrednio zależą od ich interakcji międzycząsteczkowych. Chociaż w każdym specjalistycznym podręczniku można przeczytać, że jeden mol tych substancji w normalnych warunkach i stanie ustalonym zajmuje objętość około 22 41108 litrów. Takie stwierdzenie jest prawdziwe tylko dla tak zwanych „idealnych” gazów, dla których zgodnie z równaniem Clapeyrona nie działają siły wzajemnego przyciągania i odpychania cząsteczek, a objętość zajmowana przez te ostatnie jest znikomą wartością.
Oczywiście takie substancje nie istnieją w naturze, więc wszystkie te argumenty i obliczenia są czysto teoretyczne. Ale gazy rzeczywiste, które w pewnym stopniu odbiegają od praw idealności, znajdują się cały czas. Pomiędzy cząsteczkami takich substancji zawsze występują siły wzajemnego przyciągania, co oznacza, że ich objętość jest nieco inna niżwyprowadził doskonały model. Co więcej, wszystkie gazy rzeczywiste mają różne stopnie odchylenia od ideału.
Ale jest tu bardzo wyraźny trend: im bardziej temperatura wrzenia substancji jest bliska zeru, tym bardziej ten związek będzie się różnił od idealnego modelu. Równanie stanu dla gazu rzeczywistego, będącego własnością holenderskiego fizyka Johannesa Diederika van der Waalsa, zostało wyprowadzone przez niego w 1873 roku. Ta formuła, która ma postać (p + n2a/V2) (V – nb)=nRT, została porównana z Równanie Clapeyrona (pV=nRT), wyznaczone eksperymentalnie. Pierwsza z nich uwzględnia siły oddziaływania molekularnego, na które wpływa nie tylko rodzaj gazu, ale także jego objętość, gęstość i ciśnienie. Druga poprawka określa masę cząsteczkową substancji.
Te regulacje nabierają największej roli przy wysokim ciśnieniu gazu. Na przykład dla azotu przy wskaźniku 80 atm. obliczenia będą różnić się od ideału o około pięć procent, a przy wzroście ciśnienia do czterystu atmosfer różnica osiągnie już sto procent. Wynika z tego, że prawa modelu gazu doskonałego są bardzo przybliżone. Odchylenie od nich jest zarówno ilościowe, jak i jakościowe. Pierwszy przejawia się w tym, że równanie Clapeyrona obserwuje się dla wszystkich rzeczywistych substancji gazowych bardzo w przybliżeniu. Odchylenia jakościowe są znacznie głębsze.
Gazy rzeczywiste mogą być łatwo przetworzone ido cieczy i do stałego stanu skupienia, co byłoby niemożliwe, gdyby ściśle przestrzegali równania Clapeyrona. Siły międzycząsteczkowe działające na takie substancje prowadzą do powstania różnych związków chemicznych. Ponownie nie jest to możliwe w teoretycznym systemie gazu doskonałego. Powstałe w ten sposób wiązania nazywane są wiązaniami chemicznymi lub walencyjnymi. W przypadku, gdy gaz rzeczywisty ulega jonizacji, zaczynają w nim pojawiać się kulombowskie siły przyciągania, które determinują zachowanie np. plazmy, która jest substancją quasi-neutralną zjonizowaną. Jest to szczególnie istotne w świetle faktu, że dzisiejsza fizyka plazmy jest ogromną, szybko rozwijającą się dyscypliną naukową, która ma niezwykle szerokie zastosowanie w astrofizyce, teorii propagacji sygnału fal radiowych oraz problemie kontrolowanych reakcji jądrowych i termojądrowych.
Wiązania chemiczne w rzeczywistych gazach ze swej natury praktycznie nie różnią się od sił molekularnych. Zarówno te, jak i inne sprowadzają się w zasadzie do oddziaływania elektrycznego między ładunkami elementarnymi, z których zbudowana jest cała atomowa i molekularna struktura materii. Jednak pełne zrozumienie sił molekularnych i chemicznych stało się możliwe dopiero wraz z pojawieniem się mechaniki kwantowej.
Warto zauważyć, że nie każdy stan skupienia zgodny z równaniem holenderskiego fizyka da się zrealizować w praktyce. Wymaga to również czynnika ich stabilności termodynamicznej. Jednym z ważnych warunków takiej stabilności substancji jest to, żeW równaniu ciśnienia izotermicznego należy ściśle przestrzegać tendencji do zmniejszania całkowitej objętości ciała. Innymi słowy, wraz ze wzrostem wartości V, wszystkie izotermy gazu rzeczywistego muszą stale spadać. Tymczasem na wykresach izotermicznych van der Waalsa obserwuje się odcinki wznoszące się poniżej znaku temperatury krytycznej. Punkty leżące w takich strefach odpowiadają niestabilnemu stanowi materii, czego w praktyce nie da się zrealizować.
