Para un gas ideal, se cumple la ley: P V = n R T, donde V es el volumen de gas, P la presión, n el número de moles del gas, R la constante universal de los gases y T es la temperatura en grados Kelvin.
Si los gases fueran ideales el producto P V debería ser constante a todas las presiones, pero todos los gases se desvían de este comportamiento en la mayor parte de las condiciones. Generalmente, la curva P V en función de P de un gas real pasa por un mínimo. En los gases muy ligeros, como hidrógeno y helio, y en todos los gases a temperaturas muy superiores al punto de ebullición, no se observa este mínimo. En todos los gases existe una temperatura conocida como temperatura de Boyle en la que desaparece el mínimo de la curva P V = f(P). Sin embargo, el mínimo se hace muy visible cerca de la temperatura de condensación.
Se han propuesto distintas ecuaciones para predecir el comportamiento de gases reales. La más conocida es la ecuación de Van der Waals. Esta es una ecuación de estado para gases reales que tiene en cuenta las fuerzas de atracción y repulsión entre las moléculas. Así, se transforma la ecuación de los gases ideales, P V = n R T, en:

donde V es el volumen de un mol. Los valores a y b pueden determinarse a partir de las constantes críticas de los gases.
La siguiente herramienta permite obtener V, conocidos P y T para un determinado gas utilizando la ecuación de Van der Waals. Los gases utilizados en la aplicación son: nitrógeno, oxígeno, dióxido de carbono, amoníaco, etileno y dióxido de azufre.
Se utiliza el método de Newton para hacer los cálculos, y se elige para iniciar las iteraciones el valor que se obtiene utilizando la ecuación de los gases ideales corregida: