L'effetto delle interazioni molecolari si manifesta sulle proprietà macroscopiche dei gas: Ad esempio le isoterme dei gas reali hanno un andamento diverso da quello previsto dalla legge di Boyle, soprattutto per valori elevati di pressione. mentre a temperature elevate (e a basse pressioni), le isoterme sperimentali risultano molto simili a quelle ideali.
La peculiarità maggiore di quello strumento concettuale che chiamiamo "gas perfetto" è che, essendo esente da interazioni tra le particelle, anche se queste si arrestassero allo zero assoluto, esse non potrebbero unirsi a formare un liquido o un solido. La più importante differenza dei gas reali dal comportamento ideale consiste proprio nel fatto che a temperatura sufficientemente bassa e a pressione sufficientemente elevata essi condensano formando i liquidi corrispondenti.
La compressibilità di un gas è funzione della temperatura e della pressione.
Riportando in grafico la pressione in funzione del volume a varie temperature si ottiene il seguente andamento:
Il grafico mostra come ad una data temperatura, T1, la riduzione del volume elevi dapprima la pressione fino a quando, comparsa la prima goccia di liquido, si può ridurre il volume senza osservare aumento della pressione. In queste condizioni il gas si trova in equilibrio con il proprio liquido. La pressione misurata in queste condizioni si definisce pressione del vapore saturo alla temperatura data, ed è caratteristico di ogni singola sostanza. A temperature maggiori, il tratto orizzontale, che descrive l'equilibrio di condensazione, si accorcia.
Esiste una temperatura alla quale gli estremi di questo segmento coincidono nel cosiddetto punto triplo e l'isoterma mostra un semplice flesso. Questa temperatura si definisce temperatura critica e individua l'isoterma critica. Essa ha il seguente significato fisico: al di sopra di Tc la pressione applicata, per quanto sia alta, non riesce a provocare la liquefazione, il fluido si chiama gas.
La pressione e il volume che per una data massa di gas (per esempio una mole) corrispondono alla temperatura critica, prendono il nome di pressione e volume critici (simboli Pc, Vc, Tc). L'equazione di van der Waals valida al punto critico è:
Il fattore di compressibilità Zc = 3/8 = 0,375, al punto critico è uguale per tutti i gas.
Possiamo concludere che un gas non può essere condensato allo stato liquido per semplice compressione, a meno che la temperatura non sia inferiore a quelle critica.