La combinación de las leyes de la compresibilidad (Boyle y Mariotte) y de la dilatación (Gay-Lussach y Charles) permite obtener la ecuación de los gases ideales, que relaciona de un modo simple las tres variables que definen el estado de un gas (presión, volumen y temperatura), en condiciones ordinarias (presiones "bajas" y temperaturas "altas").

Si los gases fuesen estrictamente ideales, no se podrían licuar. Pero paulatinamente se logra de forma experimental la licuefacción de muchos de ellos, inicialmente comprimiéndolos y, más tarde, enfriándolos, lo que lleva a Thomas Andrews (Irlanda; 1813 - 1885) a definir el "punto crítico" (condiciones de presión y temperatura en las que coexisten las fases líquida y gaseosa de un compuesto, es decir, ambas fases poseen igual densidad).

• Johannes Diderik Van der Waals (Holanda; 1837 - 1923) obtiene una ecuación de estado para los gases reales, que permite explicar la existencia del punto crítico a la luz de la teoría cinética de los gases:
  • Las moléculas no son simples masas puntuales (lo que afecta al volumen).
  • Las moléculas ejercen fuerzas de interacción entre ellas (lo que afecta a la presión).