La ley de los gases ideales describe cómo se comportan los gases, pero no tiene en cuenta el tamaño molecular ni las fuerzas intermoleculares. Dado que las moléculas y los átomos en todos los gases reales tienen tamaño y se ejercen fuerza entre sí, la ley de los gases ideales es solo una aproximación, aunque muy buena para muchos gases reales. Es más preciso para gases monoatómicos a alta presión y temperatura, ya que es para estos gases donde el tamaño y las fuerzas intermoleculares juegan el papel más insignificante.
Dependiendo de su estructura, tamaño y otras propiedades, los diferentes compuestos tienen diferentes fuerzas intermoleculares, por eso el agua hierve a una temperatura más alta que el etanol, por ejemplo. A diferencia de los otros tres gases, el amoníaco es una molécula polar y puede formar puentes de hidrógeno, por lo que experimentará una atracción intermolecular más fuerte que los demás. Los otros tres están sujetos únicamente a las fuerzas de dispersión de Londres. Las fuerzas de dispersión de Londres se crean mediante una redistribución transitoria de electrones de corta duración que hace que una molécula actúe como un dipolo temporal débil. La molécula puede entonces inducir polaridad en otra molécula, creando así una atracción entre las dos moléculas.
En general, las fuerzas de dispersión de London son más fuertes entre moléculas más grandes y más débiles entre moléculas más pequeñas. El helio es el único gas monoatómico de este grupo y, por tanto, el más pequeño en términos de tamaño y diámetro de los cuatro. Dado que la ley de los gases ideales es una mejor aproximación para los gases monoatómicos, y dado que el helio está sujeto a atracciones intermoleculares que los demás: de estos cuatro gases, el helio es el que se comportará más como un gas ideal.