qual a lei dos gases reais?

Os gases reais, para pressões não muito baixas e temperaturas não muito altas, têm comportamento que se desvia do comportamento ideal. A mais conhecida equação de estado para gases reais é a equação de Van der Waals: 

{P+ [a.(n^2)/(V^2)]}.[V-(n.b)] = n.R.T

Onde:
P = pressão dos gás ideal

V = Volume do gás ideal

n = número de moles

R = Constante Universal dos gases perfeitos

T = Temperatura

a e b são constantes de Van der Waals, determinadas pela natureza do gás na finalidade de que ocorra a maior congruência possível entre a equação dos gases reais e o comportamento observado em experimentos.
A constante a de Van der Waals está associada às forças intermoleculares de atração e quanto mais alto o seu valor, maiores são os módulos destas forças. Como a energia interna está diretamente relacionada à temperatura, quanto maiores os módulos das forças intermoleculares mais altos são os pontos de fusão e de ebulição da substância em questão. Assim, por exemplo, um valor alto para a constante a de Van der Waals pode significar um alto ponto de ebulição. 
A constante b é o covolume, ou seja, o volume excluído por mol de moléculas. Ela está associada às forças intermoleculares de repulsão, que se tornam importantes quando as moléculas estão muito próximas umas das outras. Estas forças determinam o grau de dificuldade na compressão de uma substância nas fases de líquido ou de sólido. Indiretamente, as forças intermoleculares de repulsão determinam também o tamanho próprio das moléculas de um gás. 

Fontes:
* Wikipedia
* http://coral.ufsm.br/gef/Calor/calor11.pdf

Uma das equações que descreve os gases reais é a equação de van der Walls que considera uma correção na pressão e no volume do gás. Van der Waals introduziu a constante a, para correção da pressão e a constante b para correção do volume do gás real.

Onde a e b são específicos para cada substância;

a: representa as forças de atração entre as moléculas;

b: representa o volume das moléculas (co-volume)