Em condições de maiores pressões, ou temperaturas próximas da temperatura de liquefação do gás, o volume das moléculas de um gás já não é desprezável, tal como acontecia nos gases ideias.
Como o volume disponível para cada molécula já não pode ser considerado o volume total, tem que se subtrair ao volume total, \(V\), um valor
$$n \; b$$
em que:
\(n\) - quantidade de moles do gás (mol)
\(b\) - volume excluído por cada mole desse gás. Este valor é característico de cada gás, e é maior para moléculas maiores
Ao contrário do que acontece quando podemos considerar os gases como tendo um comportamento ideal, há interações entre as partículas de gases em condições reais. Estas interações provocam uma diminuição da intensidade dos choques com as paredes, o que diminui a pressão exercida sobre as paredes do recipiente. Como esta pressão é menor que a dada pela equação de estado dos gases ideais, tem que se efetuar uma correção, somando
$$\frac{a \; n^2}{V^2}$$
O fator a representa as atrações entre as partículas, e é característico de cada gás. Moléculas com forças intermoleculares superiores apresentam um valor de a superior.
A equação de estado dos gases reais fica:
$$(P+\frac{a \; n^2}{V^2})(V-n \; b)=n \; R \; T$$
