معادلة فان دير فالس صورة مصحَّحة من قانون الغاز المثالي للغازات الحقيقية: (P + a·n²/V²)(V − n·b) = nRT. وبحلّها للضغط نحصل على P = nRT/(V − n·b) − a·n²/V². يقلّص الحد n·b الحجم المتاح لأن الجزيئات نفسها تشغل حيزًا، ويخفض الحد a·n²/V² الضغط لأن الجزيئات يجذب بعضها بعضًا. وبأخذ R = 0.0820573 L·atm·mol⁻¹·K⁻¹، والحجم باللترات، ودرجة الحرارة بالكلفن، يخرج الضغط بالأجواء.

يقيس الثابت a (بوحدة L²·atm·mol⁻²) قوة التجاذب بين الجزيئات — وهو أكبر للغازات القطبية أو السهلة الإسالة مثل بخار الماء أو النشادر، وصغير للغازات النبيلة. أما الثابت b (بوحدة L·mol⁻¹) فهو الحجم المستبعَد، أي تقريبًا الحيز الذي يشغله مول واحد من الجزيئات فعليًا، لذا يكبر مع حجم الجزيء. ويُحدَّد كلاهما تجريبيًا ويُجدوَل لكل غاز؛ فللنيتروجين a = 1.370 وb = 0.0387. ويُدخَلان هنا كعددين مجردين بتلك الوحدات.

يفترض قانون الغاز المثالي، P = nRT/V، أن الجزيئات نقاط مادية لا تجاذب بينها. وتضيف معادلة فان دير فالس تصحيحين يدفعان في اتجاهين متعاكسين: يرفع الحجم المستبعَد n·b الضغط (إذ يُحشَر الغاز في حيز حر أقل)، بينما يخفضه حد التجاذب a·n²/V². وعند الضغط المنخفض ودرجة الحرارة المرتفعة يكون التصحيحان ضئيلين وتتقارب النتيجتان كثيرًا. وكلما ضُغِط الغاز أو بُرّد نحو التكاثف، يسيطر حد التجاذب عادةً ويهبط الضغط الحقيقي دون القيمة المثالية.

تزداد الانحرافات عند الضغط المرتفع ودرجة الحرارة المنخفضة — وهي ظروف تزدحم فيها الجزيئات معًا بحيث لا يمكن تجاهل حجمها المحدود وتجاذبها المتبادل. وقرب النقطة التي يوشك عندها الغاز على الإسالة، قد يكون تصحيح فان دير فالس كبيرًا. والغازات ذات القوى البينجزيئية القوية، مثل النشادر وثاني أكسيد الكربون وبخار الماء، تنحرف أكثر من الغازات الخفيفة الضعيفة التفاعل مثل الهيليوم والهيدروجين. وفي ظروف الغرفة المعتادة تكون معظم الغازات الشائعة قريبة من المثالية، ولا يختلف الضغطان في هذه الحاسبة إلا بمقدار يسير.