Это уравнение называют уравнением Ван-дер-Ваальса, так как его в 1873 году впервые получил голландский физик Йоханнес Дидерик Ван-дер-Ваальс (1837–1923). Слабые силы притяжения между газовыми молекулами, которые и вызывают необходимость этой модификации уравнения Бойля, называют «силами Ван-дер-Ваальса». Значения для a и b в уравнении Ван-дер-Ваальса обычно весьма маленькие и отличаются от газа к газу, поскольку различные газовые молекулы имеют соответственно и различные объемы, и обладают специфическими силами взаимодействия между собой.

Межмолекулярные силы в газах при обычных условиях весьма невелики, но они могут вызвать важные изменения в свойствах газов. По мере увеличения давления происходит уменьшение объема газа, а соответственно по мере приближения молекул газа друг к другу сила притяжения между ними увеличивается. В тех случаях, когда силы притяжения между молекулами изначально достаточно велики, такое их дальнейшее увеличение приводит к тому, что они поднимаются до порога, при котором кинетической энергии молекул недостаточно для того, чтобы разделить их. Молекулы больше не способны двигаться обособленно, напротив, они будут сцепляться вместе, и газ превратится в жидкость. Газы типа сернистого газа, аммиака, хлора или углекислого газа могут таким образом быть превращены в жидкость давлением и при этом высоком давлении поддерживаться в жидком состоянии при комнатной температуре. (Если бы не существовало никаких межмолекулярных сил, сжижение газов не происходило бы ни при каких обстоятельствах. Все газообразные вещества оставались бы таковыми при любых условиях.)

Однако в газах, где межмолекулярные силы притяжения особенно слабы, даже такое движение молекул оказывается недостаточным для того, чтобы эти силы притяжения преодолели молекулярное движение, представляющее их кинетическую энергию. По этой причине газы типа кислорода, азота, водорода, гелия, неона или окиси углерода не могут быть превращены в жидкость при комнатной температуре независимо оттого, насколько велико созданное давление. Поэтому в начале XIX столетия такие газы получили название «перманентные газы».

Однако можно было бы увеличить силу притяжения и одновременно уменьшить кинетическую энергию. Первое можно получить, увеличивая давление, последнего можно добиться понижением температуры. Если достаточно низко опустить температуру газа, то кинетическая энергия его молекул уменьшится достаточно для того, чтобы силы притяжения между молекулами этих так называемых перманентных газов станут достаточными для того, чтобы произошло их сжижение. Температура, при которой такое сжижение становится возможным, называется «критической температурой». Выше этой критической температуры вещество может существовать только в газообразной форме. Существование критической температуры впервые было открыто в 1869 году ирландским физиком Томасом Эндрю (1813–1885).

Критическая температура для кислорода составляет 154 °K (или 119 °С), только после того как кислород опустится ниже этой температуры, станет возможным его сжижение. Межмолекулярные силы в водороде еще более слабые, чем в кислороде, поэтому его следует охладить до температуры 33 °K (или –240 °С), прежде чем кинетическая энергия молекул станет настолько низкой, чтобы быть нейтрализованной этими силами. Рекорд в этом отношении держит гелий (выделенный на Земле только в 1898 году). Гелий среди всех реальных газов наиболее близко стоит по отношению к идеальному газу. Его критическая температура -5 °К (или –268 °С).